KOVELENT BAĞ

BOLÜM 3
KOVELENT BA - 1
1.KISIM: LEW S YAPISI, REZONANAS, VSEPR MODEL VE H BR TLE ME
3.1 Kovelent Ba&
3.1.1 Lewis yap,s, ve Oktet kural,
3.1.2 Rezonans hibrit
3.1.3 Okteti a4an atomlar
3.1.4 VSEPR teorisi ve Molekül 4ekli
3.2 Hibritle4me ve Hibritle4me enerjisi
Bu bölümde Lewis'in oktet kural ve lewis yap s , rezonans hibit, VSEPR modeli gibi
kavramlar aç klanacakt r. VSEPR model ile molekül geometrisi tahmini yap lacakt r.
Bunlardan ba&ka hibritle&me, hibit orbitaller, hibritle&me ve molekül geometrisi
aras ndaki ili&ki, hibritle&me enerjisi aç klanacakt r.
3.1.1.Lewis yap,s,
Lewis, her kovalent ba( n bir çift elektrondan meydana geldi(ini ve bu elektronlar n
moleküldeki iki atom taraf ndan payla& ld ( n kabul eder. Payla& lan bu elektron
çiftleri çizgi veya nokta olarak gösterilir ( A-B veya A:B). /kili ba(lar ve üçlü ba(lar
s ras yla iki çift (A=B ) ve üç çift (A1B) elektrondan ibarettir. Atomlar n ba(
yapmam & de(erlik elektron çiftlerine lone pairs (LP) denir. LP ler ba(lanmaya
do(rudan katk da bulunmazlar, Fakat molekülün &eklini ve kimyasal özelliklerini
etkilerler. lone pairs ‘ler nokta olarak gösterilir. Bu yap ya Lewis nokta yap s denir.
Çok genel baz moleküllerin Lewis yap lar Çizelge 3.1 verilmi&tir.
Çizelge 3.1 Baz moleküllerinin Lewis yap lar
------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------ --------
3.1.1.Oktet kural,
Yukarda Lewis yap lar verilen moleküller incelendi(inde H atomu hariç, öteki
atomlar n hepsinin elektron payla4,m, ile de(erlik elektronlar n sekize tamamlad (
ve böylece soy gazlar n elektronik yap s na ula&t ( görülür. Sadece H atomu
de(erlik elektronlar n ikiye tamamlayarak He atomuna benzer. Buna oktet kural
denir. Lewis yap s n n çiziminde oktet kural en basit bir kurald r.
Uyar : BH3 bile&i(inde B oktedini tamamlayamam &t r, LiCl bile&i(inde ise
Lityumdan Klora bir elektron transferi gerçekle&erek iyonik bir bile&ik meydana
gelmi&tir.
Bir molekülün Lewis yap,s, üç basamakta tamamlanabilir:
1- Atomlar n de(erlik elektronlar toplan r (Esas elementlerde de(erlik elektronlar
say s grup numaras na e&ittir). Molekül /yonik ise, her bir negatif yük bir fazla
elektron, her bir pozitif yük bir eksik elektron olarak de(erlendirilir.
2- Atomlar n kimyasal sembolleri kullan larak ba(lar gösteren düzenleme yap l r.
Genellikle düzenlemeyi biliriz veya tahmin edebiliriz. Örne(in, Ba( yapma
kapasitesi büyük olan atomlar ( NH3, H2O moleküllerinde s rayla N ve O
atomlar ), ya da daha az elektronegatif element (CO32-, SO3 moleküllerinde s rayla
C ve S ) genellikle molekülün merkez atomu olarak seçilir. Molekül bir asit ise,
asidik hidrojen atomu, oksijen üzerinden ba(lan r.
3- Atomlar aras nda elektronlar ilk önce bir elektron çifti olacak &ekilde da( t l r.
Sonra her bir atomun okteti sekiz oluncaya kadar elektron çiftleri lone pairs veya
çoklu ba( &eklinde da( t l r.
Tüm ba( yapan elektron çiftleri bir çizgi ile gösterilir. Örnek 3.1 :
K
arbon Dio
ksit, CO
Karbon
Dioksit,
CO22
V : 4 + 2 x 6 = 16 e
O
C
O
12 elektron geri kal r.
Geri kalan elektronlar d
O
C
O
atomlar üzerine konur.
C atomu oktetini sa!lamaz.
C ve O atomlar aras na çift ba!
ba!lar konarak, C
atomunun okteti sa!
sa!lan r.
O
C
O
O
C
O
6
E(er iyonik bir molekülle ilgileniyorsak, yükün tek bir atoma ait olmad ( , bütün
iyona ait oldu(u farz edilir. Bununla birlikte baz uygulamalarda her bir atom için
formal yükü (FY) koymak gerekir. Formal yük &u e&itlikle hesaplan r:
FY = GN - (NLP +BS )
GN: Atomun de(erlik elektronlar n n say s n ( grup no),
NLP: Ba( yapmam & elektron çiftlerinin say s n ( lone pairs) ,
BS: Ba( say s
Örnek 3.1 de Lewis yap s çizilen CO2 molekülün de Oksijen ve karbon atomlar n n
formal yükleri &öyle bulunur:
FYO = 6 – (4+ 2 ) = 0
FYC = 4 – (0 + 4) = 0
Formal yük, birden fazla mümkün Lewis yap s aras nda seçim yapmak için
faydal d r. Çünkü en dü&ük enerjili yap , en küçük formal yüklü yap ile sa(lan r.
Formal yük, rezonans yap lar n n uygunlu(u tart & l rken de dikkate al nacak önemli
bir parametredir
Lewis yap lar sadece moleküldeki atomlar aras ndaki ba(lar gösterir. Ba( aç lar n ,
ba( uzunluklar n aç klayamaz. Ayr ca oktet kural na uymayan ( daha az veya çok
elektronlu) yap lar aç klamakta yetersiz kal r.
3.1.2.Rezonans
Birçok durumda tek bir Lewis yap s , molekülü tan mlamakta yetersiz kal r. Örne(in
ozon (O3) molekülünün Lewis yap s , O - O = O &eklinde çizilir. Bu yap da O - O
ba( (1, 48 Ao ) O = O ba( ndan (1,21 Ao) daha uzun olmal d r. Hâlbuki gerçekte iki
ba( birbirinin ayn olup 1,38 AO uzunlu(undad r. Lewis yap s n n bu eksikli(i
rezonans hibrit kavram ile tamamlan r. Bu kavramda gerçek yap , uygun Lewis
yap lar n n kar & m &eklinde al n r. Ozonun(O3 ) rezonans hibirt yap s &öyle
gösterilebilir.
Rezonans yap lar n n enerjisinin bir birine çok yak n olmas gerekir. Yüksek enerjili
karars z yap lar rezonansa daha az katk da bulunur. Rezonans formülleri yaz l rken
a&a( daki kurallar uygulan r.
1.
Rezonans formülleri ayn say da ba( içermelidir. Örne(in CO2
molekülünde,2. yap n n önemli bir rolü yoktur. Çünkü bir J ba( n
kaybetti(inden dolay çok yüksek enerjilidir.
2.
Rezonans formülleri ayn say da e&le&memi& elektron içermelidir.1.örne(e
bak n z
3.
Teklif edilen rezonans yap lar nda atomlar n yerleri gerçek moleküldeki
(rezonans hibrit} yerlerinde olmal . Bu kural n en aç k sonucu tautomerleri
muhtemel rezonans formüllerinden ay rmas d r. Fosforöz asidin a&a( daki
yap lar iki farkl kimyasal madde aras ndaki dengeyi gösterir.
Bu kural n daha az aç k bir sonucu da rezonans formüllerinde ba( aç lar
farkl oldu(unda, rezonans n azalaca( &eklindedir. Azot oksidin ( N2O)
a&a( daki rezonans yap lar n dü&ünün:
1
2
2. yap gergin bir yap olup daha az kararl d r. Bu nedenle rezonansa katk s
olmayacakt r. 1. yap n n ba( aç s 180°, 2. ‘nin ki 60° dir. 1. yap y 2. yap ya
dönü&türmek enerji ister.
4. Rezonans yap lar ndaki yük da( l mlar makul olmal . Bu kural iki k s mda
dü&ünülebilir. /lki, birbirine ba(l iki atom ayn yüklü olmamal . Elektrostatik
itmeden dolay karars z olur.
A~B+-C+-D/kincisi atomlar n üzerindeki yükler bu atomlar n elektronegatifliklerine de
uygun olmal . Yani daha az elektronegatif olan atom (+) yüklü, daha fazla
elektronegatif olan (-) yüklü olmal . Aksi halde yap karars z olur. Örne(in ,
Yap lar ndan 1. deki rezonans, fosforil bile&i(inin gerçek yap s na çok fazla
katk da bulunurken, 2. denklemdeki ikinci yap BF3 ‘ye çok az katk da
bulunur. Ayr ca z t yüklerin birbirine ba(l atomlara konmas , uzak atomlara
da( t lmas ndan daha uygun olacakt r.
Yukar daki kurallar n hepsinin N2O molekülünde nas l uyguland ( n görebiliriz. /ki
önemli yap &öyledir;
1
2
Bu iki yap dört ba(a sahiptir ve yükler uygun yerlerdedir.
3
3. yap uygun de(ildir. Çünkü pozitif yük elektronegatif oksijen atomu üzerindedir.
Ayr ca kom&u iki atom ayn yüklüdür. Öteki muhtemel yap lar &öyledir;
4
5
Siklik yap kural 2 de tart & ld . 4 ve 5 sadece üç ba(a sahip olup daha karars zd r. 5.
yap da yükler birbirlerinden uzaktad r, ayr ca elektronegatifliklerine göre yükler
tamam yla z tt r.
Gerçekte rezonans hibrit yap s n tam olarak belirtmek hemen hemen imkans zd r.
Rezonans hibrit, ço(u kez atla e&ek aras ndaki genetik hibrit olan kat ra benzetilir.
3.1.3.Okteti a&an atomlar
2. periyot elementleri oktet kural na oldukça iyi uymalar na kar& n, 3. ve daha
sonraki periyot elementleri bu kuraldan sapma gösterirler. Örne(in PCl5
molekülünün Lewis yap s nda P atomu oktetini 10 a ( be& elektron çifti = be& ba()
,SF6 molekülünde ise S atomu oktedini 12 ye ( alt elektron çifti = alt ba()
tamamlam &t r. Bu tür bile&iklerin Lewis yap lar nda atomlardan biri ( merkez atom)
okteti a&ar.
Örnek 3.2 :
SO42- iyonunda SO ba( uzunlu(u SQO ve S=O ba( uzunluklar ndan beklenen
de(erlerin aras ndad r. O halde iki ba( aras nda bir rezonans hibrit söz konusudur.
Buna göre alt elektron çifti ( ve S = O ba( içeren) SO42- iyonunun Lewis yap s n
çiziniz.?
Cevap: 6+4x6+2= 32 elektron, yada 32 / 2 = 16 elektron çiftini yerle&tirece(iz. Sülfür
oksijen aras nda çift ba( oldu(unu dü&ünürsek muhtemel Lewis yap s &öyle
olacakt r:
SO42- iyonunun gerçek yap s , bu yap ile tek ba(l ( S atomunun oktetini a&mad ( )
yap aras nda bir rezonans hibrittir.
3. periyottan itibaren oktetin a& lmas dü&ük enerjili ve bo& d orbitallerinin varl ( ile
aç klan r. Bu yüzden s, p ve bo& d orbitallerini kullanarak sekiz elektrondan fazlas n
alabilir. Örne(in PCl5 de en az bir d orbitali kullan lm &t r. 2. periyot da oktedin
a& lmamas n n nedeni bu elementlerde d orbitallerinin olmamas ile aç klanabilir.
3.1.4.Molekül 4ekli ve VSEPR teorisi
Bir molekülün geometrik &ekli, X-,4,n, difraksiyonu ( Bölüm 4 ), Elektron
difraksiyonu ve özellikle nfrared ve Raman spektroskopileri kullanarak deneysel
olarak tayin edilebilir. Bununla birlikte VSEPR teorisi pek çok molekülün &eklini
tahmin etmede oldukça ba&ar l d r. 1940 da N. Sidgvick ve H. Powel taraf ndan
ortaya at lm &, daha sonra R. Gillespie ve R. Nyholm teoriyi daha da geli&tirmi&lerdir.
Teori esas olarak merkez atom çevresindeki de&erlik elektron çiftlerinin ( ba&
yapm,4-BP ve ba& yapmam,4-LP ) itmesine dayan,r. Elektron çiftleri, itmeler
minimum olacak &ekilde yönelir. Bunun sonucunda ideal &ekiller olu&ur: Teori
a&a( daki kurallarla özetlenebilir.
1- Tüm elektron çiftleri ba& yapm,4sa;
• /ki elektro çifti
: Do(rusal
• Üç elektron çifti : Üçgen düzlem
• Dört elektron çifti : Düzgün dört yüzlü
• Be& elektron çift : Üçgen bi piramit
• Alt elektron çifti : Düzgün sekiz yüzlü
2- Elektron çiftlerinden bir k,sm, LP ise; itmeler: LP -LP>LP-BP >BP-BP 4eklinde
olur.
Bunun sonucu olarak,
• Ba( aç lar kural 1 den beklenenden daha küçük dür.
• LP ler en geni& taraf seçer. Yani üçgen bi piramit yap da ekvatoryal taraf,
• E(er tüm taraflar e&itse, Ba( yapmam & elektron çiftleri birbirlerine göre trans
olacakt r.
3 - Çift ba&lar tek ba&lardan daha büyük hac,m kaplarlar.
• Elektronegatif sübstitüentlere ba(l elektron çiftleri elektropozitif
sübstitüentlere ba(l elektron çiftlerinden daha az hac m kaplarlar.
• Merkez atom 3. periyot veya daha a&a( larda ise iki ihtimal vard r.
a- E(er sübstitüentler oksijen atomlar veya halojen atomlar ise
yukar daki kurallar uygulan r.
b - E(er sübstitüentler halojenlerden daha az elektronegatif ise ba(
yapmam & elektron çifti s orbitalini i&gal edecek ve ba(lanma p
orbitalleri üzerinden olacak, ba( aç lar da yakla& k 90° olacakt r.
A&a( da bu kurallar n uygulan & ve moleküllerin &ekillerinin tahmini görülecektir.
Trimetil bor ,( CH3)3B, molekülünde merkez atom B' un de(erlik kabu(unda alt
elektron ( üç elektron bordan, üç elektron da metil gruplar ndan) bulunur. Yani üç
elektron çifti var. Bu üç elektron çifti birbirlerinden mümkün oldu(unca uzak
olacaklar. Böylece molekülün &ekli üçgen düzlem olur (Wekil 3.1.a}
Fosgen, OCCl2, molekülünün Lewis yap s nda karbon atomunun de(erlik kabu(unda
8 elektron var. 4 elektron çiftinden biri pi ba( yaparak çift ba( olu&turur. Dolay s ile
sp2 hibriti ile yine en kararl yap üçgen düzlem olacakt r (Wekil 3.1.b)
Fosforil florür. OPF3 molekülü için iki Lewis yap s çizilebilir
(a)
( b)
Fosfor atomu, sp3 tetrahedral hibriti ile üç flor ve tek oksijenle ba(lanacakt r. Böylece
düzgün dört yüzlü &ekli olu&turur(b). Fakat fosfor atomunun be& d orbitallerinden
biri oksijen atomunun 2p orbitali ile örtü&erek be&inci ba( ( dJ - pJ ) yaparak daha
kararl olur (Wekil 3.1.c).
Fosfor pentaflorür. PF5 molekülünün Lewis yap s P atomunun de(erlik kabu(unda
10 elektron gerektirir ve 3s, 3p, 3d orbitallerini kullanarak be& sigma ba( yapar.
Birbirinden e&it uzakl kta be& ba( yapmak imkâns zd r. Fakat üçgen bipiramit ( Wekil
2.1.d)ve kare piramit düzenlemeleri itmeleri minimum yapar. Hemen hemen her be&
koordinasyonlu yap n n üçgen bipiramit yap s nda oldu(u bulunmu&tur. PF5
molekülünün yap s Wekil 3.1.d’de görülmektedir ( sp3d hibriti). Ba(lar iki türdür:
axial, do(rusal F - P - F sistemi ve ekvatoryal üçgen düzlemi olu&turan üç P - F ba(lar .
SüIfur hegzaflörur. SF6 molekülünde, S atomunun de(erlik kabu(unda on iki elektron
bulunur; alt s (ma ba( eder. Alt e&de(er ba( düzgün sekizyüzlü yap y gerektirir.
Burada sülfür sp3d2 hibridini olu&turacakt r (Wekil 3.1.f).
Amonyum tetraflaroborat. Hem amonyum (NH4+) hem de tetrafloro borat (BF4 ) iyonu
metan molekülü ile izo elektroniktir. Bu nedenle bunlar n yap lar n n metana bezer
+
olaca( n bekleyebiliriz. Gerçekten bunlar ( NH4 , CH4, BF4 ) aras ndaki tek fark
merkez atom çekirde(indeki proton say s d r. Dört ba( e&de(erdir ve en kararl
düzenleme düzgün dört yüzlüdür (Wekil 3.1.g).
f
Wekil 3.1. Baz basit moleküllerin yap lar . Merkez atom çevresindeki tüm elektronlar
ba( olu&turmu&tur.
Ba& yapmam,4 elektron cifti içeren moleküllerin yap,lar,
Su molekülünü ele alal m: Oksijen atomunun temel hal elektronik yap s 1s2 2s2 2pz2
2pxl 2py1 &eklindedir. E&le&memi& px ve py orbital elektronlar iki hidrojen atomunun
elektronlar ile e&le&ebilir ve H2O molekülünü verir. px ve py orbitalleri birbirlerine
göre dik aç l d r. H - O -H ba( aç s 90 o de maksimum örtü&me elde edilir. Ancak,
Suda deneysel olarak gözlenen ba( aç s 104,5° dir. Ba(l H atomlar n n birbirlerini
itmeleri dikkate al nsa da 90° den bu kadar büyük sapma olmamal d r. O halde olay ,
ba&ka enerji faktörleri göz önünde bulundurarak aç klamal y z.
Merkez atomun çevresindeki ba( yapm & elektron çiftleri ( BP) ve ba( yapmam &
elektron çiftleri ( LP ) aras ndaki itmeler molekülün geometrisini etkileyecektir.
VSEPR teorisinde kural ikide itme enerjilerinin LP -LP> LP - BP > BP - BP &eklinde
oldu(unu söylemi&tik. H2O molekülünde merkez atom oksijenin çevresinde dört
elektron çifti olup bunlardan ikisi ba( yapm &t r. Ba( yapmam & iki elektron çifti
aras ndaki kuvvetli itmelerden dolay H - O -H ba(lar s k & r ve aç küçülür.
CH4, NH3 ve H2O molekülleri izoelektronik olup üçünde de sp3 tetrahedral hibriti
olu&mu&tur. CH4 molekülünde hibrit orbitallerin dördü de ba( yapm & olup düzgün
dört yüzlü &ekli olu&turur. Ba( aç lan 109,5° d r. NH3 molekülünde bir tane ba(
yapmam & elektron çifti( ba( aç s = 107° ) ve H2O molekülünde iki ba( yapmam &
elektron çifti( ba( aç s = 104,5°) bulunur ( Sekil 3.2).
Wekil 3.2. CH4, NH3 ve H2O moleküllerinin &ekilleri
Sulfur tera florür, SF4, molekülünde sülfürün de(erlik kabu(unda on elektron var,
dört ba( elektron çifti ve bir ba( yapmam & elektron çifti. Molekülün yakla& k
geometrisi, PF5 gibi üçgen bipiramit olacakt r. Fakat ba( yapmam & elektron çifti iki
muhtemel yerden birini seçebilir; ekvatoryal (Wekil 3.3.a ) veya aksiya1 ( Wekil 3.3.b ) .
Deneysel olarak türetilen yap da Wekil 3.3.c’de görülmektedir. Ekvatoryal ba(larla
aksiyal ba(lar aras ndaki aç 90° , hâlbuki ekvatoryal ba(lar aras ndaki aç ise 120°
olup daha büyüktür. Ba( yapmam & elektron çifti daha geni& hac m i&gal
edece(inden ekvatoryal tarafta bulunmas daha uygundur. O halde ekvatoryal
tarafta bulunan ba( yapmam & elektron çifti aksiyal ba(lan biraz s k &t rarak
bozulmu& tetrahedral yap y olu&turur.
Wekil 3.3. Sülfur tetraflorürün yap s
Brom Triflorür. BrF3 molekülünde de merkez atomun de(erlik kabu(unda on elektron
var. Bunlardan üçü ba( yapm &, ikisi ba( yapmam &t r. Molekül, ekvatoryal tarafta
iki ba( yapmam & elektron çifti ile yakla& k üçgen bipiramit yap s ndad r. Fakat ba(
yapmam & elektron çiftlerinin itmeleri aksiyal ba(lar n bükülmesine neden olur ve
molekül, 86,5° ba( aç l 'T' biçimini al r (Wekil 3.4.a)
Dikloro iyodat(I) ,(ICl2- ) anyonu basit olarak tahmin edilebilece(i gibi do(rusal bir
yap ya sahiptir. Ba( yapmam & üç elektron çiftinin ekvator yal yerlerde bulundu(una
ve herhangi bir bozulmaya neden olmad ( na dikkat, edin ( Wekil 3.4.b)
Wekil 3.4. a) BrF3 , b) ICl2 - molekülünün yap s
Pentaflorateliurat (IV) , TeF5 - : Tellur atomunun de(erlik kabu(unda on iki elektron
var, bunlardan be& elektron çifti ba( yapm & bir elektron çifti ba( yapmam &t r. Alt
elektron çifti için en kararl yap düzgün sekiz yüzlüdür. Fakat ba( yapmam &
elektron çifti ba(l flor atomlar n biraz yukar do(ru iter (Wekil 3.5.a) Neticede kare
piramit yap meydana gelir (Wekil 3.5.b )
Wekil 3.5. a) TeF5- n n bütün elektron çiftleri ile yakla& k düzeni, b) Deneysel
olarak tayin edilen yap s .
Tetraklora iyodat (III), ICI4- iyonu merkez atom yönünden TeF5- iyonu ile
izoelektroniktir. Ancak bu halde dört elektron çifti ba( yapm &, iki çifti ba(
yapmam &t r.
Bozulmam & oktahedralde tüm alt nokta e&de(erdir. Ba( yapmam & çiftler
birbirlerine göre cis (Wekil 3.6.a) veya trans (Wekil 3.6.b) olabilir. Trans halinde ba(
yapmam & elektron çiftleri için daha geni& hac m olaca( ndan daha kararl
düzenlenme meydana gelir. Ba( yapmam & çiftler normal yap tayininde
görülmedi(i için atomlar n düzenlenmesi kare düzlemdir ( Wekil 3.6.c).
,
Wekil 3,6. ICI4- iyonunun a) cis, b ) Trans c) deneysel yap l s .
Azot dioksit(NO2 ), Nitrit iyonu(NO2-) ve Nitril iyonu( NO2+) örneklerinin Lewis
yap lar !öyledir :
,
,
Nitril iyonu, NO2+. CO2 le izoelektroniktir ve iki pi ba( ile do(rusal yap ya uyacakt r
(Wekil 3.7.a) Nitrit iyonu NO2 - , bir pi ba( ( Sterokimyasal olarak aktif de(il ) ve iki
s (ma ba( ve bir de ba( yapmam & elektron çiftine sahip olacakt r. Bu nedenle yap ,
ilk yakla& m olarak üçgensel olaca( beklenir (sp2 hibriti ve ba( aç s 120° ). Fakat ba(
yapmam & çift, ba( çiftlerini iterek aç y 115° ye dü&ürür (Wekil 3.7.b )
Azot dioksit molekülü bir serbest radikaldir; yani e&le&memi& elektron içerir.
Molekül daha az elektronegatif N atomundan bir elektronu uzakla&t r lm & nitrit
iyonu gibi dü&ünülebilir. Azot atomu bir çift elektron yerine tek bir elektrona
sahiptir. Tek elektronun itmesinin çift elektronunkinden daha az olaca( beklenir.
Wekil 3.7. a) do(rusal nitril iyonu, b ) Nitrit iyonunda ba( yapmam & elektron çiftinin
etkisi ( rezonans dikkate al nmam &t r), c) Azot dioksitde e&le&memi& elektronun
etkisi.
Karbonil florür (Fosgen). Flor ve oksijen atomlar yakla& k ay n büyüklükte ve
elektronegatiflikleri benzerdir. OCF2 molekülünde karbon atomu üzerinde ba(
yapmam & elektron çifti olmad ( na göre ilk yakla& m olarak molekülün 120° ba(
aç s ile düzlem oldu(unu bekleyebiliriz ( Wekil 3.8.a). Molekül gerçekten düzlemdir.
Fakat üç aç l simetrik düzenlenmeden oldukça bozulmu&tur ( Wekil 3.8.b) Oksijen
atomunun flor atomlar ndan daha fazla yere ihtiyac oldu(u görülüyor. Bunun için
en az iki sterik neden var. /lki oksijen atomu çift ba(la karbona ba(l ve C = O ba(
uzunlumu 120 pm.
Wekil 3.8. OCF2 molekülünün a ) muhtemel b) gerçek yap s
C-F ba(lar ndan ( 135 pm. ) biraz daha k sad r. Bu yüzden, oksijen atomunun Van
der Waals itmesi daha büyük olacakt r. /kincisi ve daha önemlisi, çift ba( n iki
elektron çifti içermesi gerçe(idir. Bu nedenle tek elektron çiftinden daha fazla yer
kaplayaca( n ummak uygun olur. Yukarda aç klanan kabul, çift ba(l öteki
moleküllerle geni&letilebilir ( Çizelge. 3. 2) .
Çizelge 3.2. Çift ba(l oksijen ve ba(lanmam & elektron çifti içeren moleküllerde ba(
aç lar
Molekül
X-Y-X
Molekül
X-Y-X
O= CF2
108 °
: GeF2
94 ±-4o
O2SF2
96 o
: SF2
98 o
O = PCl3
103.3 o
: PCl3
100°
O=SFF4
110.2°
: SF4
O = IF5
< 90 °
: IF5
Y = merkez atom : C, S, P, I ; X = Halojen, Cl, F
103.2°
81 °
Baz problemler tart & lmadan moleküler yap n n VSEPR modeliyle aç klanmas tam
olmayacakt r. En ilginç problemlerden biri XeF6 yap s etraf nda toplan r. Basit
moleküler orbital teori bu molekülün mükemmel oktahedral olaca( n tahmin eder.
Aksine, VSEPR modeli merkez atomun de(erlik kabu(unda yedi elektron çifti ( alt
ba( çifti ve bir ba(lanmam & çift ) olaca( gerçe(ini dü&ünür ve yap y temelde 7 koordinasyonlu tahmin eder. Maalesef tercih edilen düzenlenmenin seçiminde pek
fazla ipucu yok. Sadece iyod heptaflorür ve Renyum heptaflorür 7 - koordinasyonlu
mevcut molekülledir. IF7 molekülünün yap s pentagonal bipiramit oldu(u son
zamanlarda ispatlanm &t r (Wekil 3.9). ReF7 yap s da buna benzer. Gaz XeF6
molekülünün tam yap s tayin edilemedi. Fakat hafifçe bozulmu& oktahedron oldu(u
bilinir.
Wekil 3.9. IF 7 molekülünün yap s
Yedi elektron çifti için temel &ekiller daha zor tahmin edilir. Çünkü birçok farkl
konformasyon, benzer enerjilere tekabül eder. VSEPR teorisi bu tür bile&ikler için
tatmin edici sonuç vermez.
3.2.Hibritle&me
Metan (CH4) molekülünü dü&ünün. Karbon atomu ls2 2s2 2px1 2py1 elektronik
yap s ndad r ( 3P temel hal ). Bu halde karbon atomu px1 ve py 1 elektronlar ile iki
ba( yapabilir. /ki de(erlikli karbon, organik kimyada metilen ve karben gibi ara
ürünler olarak çok iyi bilinmekle birlikte, kararl karbon bile&ikleri dört de(erlidir.
Dört ba( olu&turmak için karbon atomu "valens haline" yükseltilmelidir. Bu i&lem, 2s
orbitalinden bir elektronun bo& olan 2pz ye uyar lmas n gerektirir. Bu uyar lm & hal
(5s hali ) ls2 2s1 2px1 2py1 2pzl elektronik yap s na sahiptir. Uyarma 406 kj/ mol
enerjiye mal olur. Valens haline ula&mak için enerji gerekmesine ra(men ilave iki
ba( n olu&umu CH4’ ü CH2 +2H dan 895 kj/mol daha kararl yapar.
Dört ba( n üçü p orbitallerinden, biri 2s orbitalinden meydana geldi(i farz
edilebilir. Bu durumda e&de(er üç p ba(lar , tek s ba( ndan farkl olmal d r. Fakat bu
tan ma uyan metan molekülü deneysel olarak bulunmaz. Metandaki dört ba( da
birbirinin ayn ve tüm ba( aç lan 109,5° dir. Bu prosese " hibritle4me " denir.
Hibritlesme, saf s ve saf p orbita11erinin lineer kombinasyonun dan veya
kar & m ndan ibarettir. Böylece karbon atomunun tek s orbitali ile üç p orbitali
birle&erek ayn enerjili dört hibrit orbitalini (sp3 ) olu&turur. Bu hibrit orbitallerinin
hidrojenin 1s atomik orbitalleri ile olu&turdu(u dört kovelen ba( (CH4 molekekülü)
Wekil 3.10 da görülmektedir.
Wekil.3.10. CH4, Metan molekülü
Wekil 3.11.’de tek s ve p orbitallerinin olu&turdu(u sp hibrit orbitalleri
görülmektedir. s ve p orbitallerinin kombinasyonu, dalga fonksiyonlar n n i&aretinin
ayn oldu(u bölgede birbirlerini kuvvetlendirir, i&aretleri z t bölgede ise birbirlerini
sönümlerler
Wekil 3.11. sp hibrit orbitallerinin olu&umu
E(er s ve p orbitallerinin dalga fonksiyonlar n as ve +p ile gösterirsek iki e&de(er
hibrit orbitali a&a( daki gibi elde ederiz
adi1 =
1
2
( as + ap )
(1)
adi2 =
1
2
( as - ap )
(2)
1
2
normalizasyon katsay s d r
Burada adi1 ve adi2 yeni diyagonal (di) veya sp hibrit orbitalleridir.
Matematiksel olarak sp3 veya tetrahedral orbitallerin olu&umu daha karma& kt r.
Fakat temel olarak farkl de(ildir. Sonuçta dört e&de(er hibrit orbitali olu&ur. Her biri
¼ oran nda s , ¾ oran nda p karekter içerir ve bir tetrahedronun kö&elerine yönelir (
Wekil 3.12’e bak n z).
Birle erek sp3 hibrit
orbitallerini olu turur
Wekil 3.12. sp3 hibritle&mesi
s, p, d atomik orbitallerinden olu&an çe&itli hibrit orbitalleri, ba( aç lar ve muhtemel
geometrik &ekilleri Çizelge 3.3.’ de verilmi&tir.
Çizelge 3. 3. Baz hibrit orbitalleri geometrisi ve ba( aç lar
Hibrit orbtaller
geomersi
ba( aç lar
sp (di)
Do(rusal
180°
2
sp (tr)
Trigonal
120°
3
sp
Tetragonal
109,5°
dsp2
Kare düzlem
90°
3
dsp
Üçgen bipiramit
90°, 120°
Veya Kare piramit*
> 90 , <90
2
3
d sp
Oktahedral
90°
* Genel de(il
Hibrit orbital tak m1ar n n ço(u e&de(er ve simetriktir. Yani dört sp3 orbitali düzgün
dört yüzlünün kö&elerine yönelir, alt d2sp3 orbitali düzgün sekizyüzlünün
kö&elerine vs. Fakat dsp3 (sp3d ) hibrit orbitalleri durumunda ise orbitaller e&de(er
de(ildir. Üçgen bipiramit düzenlenmesinde, üç orbital üçgenin kö&elerine yönelir ve
e&de(er bir tak m olu&turur (Bunlar sp2 hibritleri olarak dü&ünülebilir) . /ki orbital
dogrusal olarak yönelerek ( ilk tak m n olu&turdu(u düzleme dik) ikinci bir tak m
olu&turur. Birinci tak ma ekvatorya1 ikinci tak ma aksiyal orbital1er denir.
Karbon ve hidrojenden metan olu&umunda uyarma ve hibritle&me birle&tirildi.
Bunlar n aras ndaki farka dikkat edilmelidir. Uyarma, bir elektronu daha yüksek
enerji düzeyine ç karmak için enerji gerektirir ve böylece ilave iki ba( olu&abilir.
Uyar lmadan sonra karbon atomu üç p orbitali ile üç ba(, dördüncü ba( da s orbitali
ile yapabilece(i dü&ünülür. Fakat bu karbon atomu uyar ld ( için de(il daha kararl
olaca( için tetrahedral ba(lar yapar. Bu nedenle, uyar lma ve hibritle&me s k s k
birlikte meydana gelmesine ra(men her biri birbirinden ba( ms z olarak ta meydana
gelebilir.
Daha öncede görüldü(ü gibi, belirli bir yap ya belirli bir hibritle&menin sebep
oldu(unu söylemek do(ru de(ildir. Fakat belli yap lar n ve hibritle&menin birlikte
meydana geldi(ini kaydetmekte fayda var.
Hibritle4me ve Overlap ( örtü4me)
Saf s ve saf p orbitalleri hibrit orbitallerine göre nisbeten etkin olmayan örtü&me
yaparlar. Hibrit orbital1erin örtü&me yetenekleri sp > sp2 > sp3 >> p &eklinde azal r.
Hibritle4me Enerjisi
Atomik orbital1erin lineer kombinasyonu ile bir tak m hibrit orbitaller yap 1 rken, bu
hibrit1erin enerjileri, birle&meye kat lan atomik orbital1erin enerjilerinin
ortalamas na tekabül eder. Örne(in karbon atomunda 2s ve2p orbitallerinin enerjileri
s ras yla - 1878 ve -1028 kJ /mol dür. E(er sp3 hibriti olu&mu&sa bunlar n enerjileri:
Esp3 =
1
4
(Es+3Ep)=
1
4
[(- 1878 + 3( - 1028 )]= -1241 kJ/ mol
Bu durum Wekil 3.13’de grafik olarak gösterilmi&tir. Metan molekülünde, 2s1 2p3 den
sp3 hibritinin olu&umu enerji harcamaz. Çünkü iki yap da ayn toplam enerjiye
tekabül eder.
2p
Enerji artar
sp3
Wekil 3.13. Karbon atomunda sp3 hibritinin
olu&umu
2s
2 E( s + 3p) = [-1878 + 3(-1028)] = 2 Esp3 = [4(-1241)] = -4962 kJ/mol
Buna kar& n e(er fosfor atomu hibritle&irse, bir hibritle&me enerjisi olacakt r. Çünkü
fosfor atomu hem dolu hemde yar dolu orbitallere sahiptir. Bu durum a&a( daki gibi
gösterilebilir:
Fosforun orbital enerjileri, Es = -1806 kJ/ mol E p = -981 kJ/mol dür. sp3 hibritinin
enerjisi:
Esp3 =
1
4
[(-1806+3(-981) ]= -1187 kJ/ mol
Hibritle&memi& fosfor atomunun (3s2 3p3 ) enerjisi:
2 E2s+3p = [2( -1806)+3( -981 )]= -6555kJ/mol
Bulunur. Tetrehedral olarak hibritle&mesi halinde (sp3 ) enerjisi
2 E sp3 = 5(-1187)= - 5935 kJ/mo1 olur
Bu durumda hibritle&me, 630 kj/mol enerjiye mal olmu&tur (veya iki ba( de(erindeki
enerjiye ). Bu durum Wekil 3.14’de grafik olarak gösterilmi&tir. Hibritle&me enerjisi (
uyarma enerjisinin bir formu) molekülün &eklini belirlemede bazen önemlidir.
Enerji artar
2p
2p
sp3
Wekil 3.14. Fosfor atomunun sp3
hibritinin olu&umu
2s
Problemler
3.1- CS2, PF3 SnH4 ve HONH2 moleküllerinin Lewis yap lar n çizin, geometrisini
tahmin edin
3.2-H2 CO3, HNO3, NO ve Be(CH3)2 moleküllerinin Lewis yap lar n
Geometrisini tahmin edin
çiziniz.
3.3- BF3, SF6, XeF2, PF5, IF7 moleküllerinin Lewis yap lar m çiziniz. Geometrisini
tahmin edin
3.4- O3, SO3, NO2 moleküllerinin rezonans formüllerini formal yükleriyle birlikte
gösterin.
3.5-XeF4, PF5, BrF3, TeCI4, ICl-, moleküllerinin Lewis yap lar n çizin ve VSEPR’yi
kullanarak &eklini tahmin edin