Document 602867
advertisement
Molekül Geometrisi Ortadaki noktaya bakarak öne ve geriye doğru hareket ettiğinizde çemberlerin hareket ettiğini göreceksiniz… Gözlerimizle şeklin nasıl hareket ediyormuş gibi göründüğünü gördük. Çevremizdeki her nesnenin şeklini gözlerimiz yardımıyla algılarız. Gözlerimiz şekilleri bize gösterir fakat gözlerimizle algılayamadığımız moleküllerin şekillerini belirleyen nedir? LEWİS NOKTA GÖSTERİMİ VSEPR MOLEKÜLER ORBİTALLER LEWİS NOKTA GÖSTERİMİ Tek Atomun Lewis yapısı Elementin sembolü yazılır. Element sembolü çevresine değerlik elektronları eklenir. Eğer değerlik elektronları orbital içinde eşleşmişse beraber, eşleşmemişse yalnız gösterilir. Periyot ve Grup numaralarına göre bazı elementlerin Lewis gösterimleri Çok atomlu bileşiklerde Lewis yapıları 1. Molekülün toplam değerlik elektron sayısı tespit edilir. 2. Molekülün tek bağlı iskelet yapısı yazılır. Genellikle, molekülde en elektropozitif atom, merkez atomudur. 3. Geri kalan değerlik elektronlar atomların etrafına yalın çift olarak yerleştirilir. a) Toplam değerlik elektronları eksik ise, tek bağ yerine ikili veya üçlü bağlar oluşturulur. b) Toplam değerlik elektronları fazla ise, merkez atom çevresine yerleştirilir. Oktet Kuralı Kovalent bir bileşiği oluşturan atomlar, değerlik kabuğunda sekiz elektron bulununcaya kadar elektronlarını ortaklaşa kullanırlar. NOT : Hidrojen atomu için dublet kuralı geçerlidir. Oktet Kuralından sapmalar Merkez atom (IIA, IIIA) üzerinde 8 elektrondan az Oktet boşluğu olan elementler BF3 , BeCl2 Merkez atom ( Periyot 3 -7) üzerinde 8 elektrondan fazla Genişlemiş kabuklar (Hipervalent bileşikler) ClF3, PCl5, SF6, ICl3, SiF6 Radikalik bileşikler Toplam değerlik elektronu tek olan bileşikler NO, NO2 , CH3, ClO2 Bor Triflorür (Boron Trifluoride) • • F F B V : 3 + 3 x 7 = 24 Merkez atom çevresinde 6 elektron bulunur F • • F • • F B F F F +1 B -1 F Olur mu ? Hipervalent Bileşikler 3d orbitalleri kullanılır P Cl PCl5 = Cl 5A GRUBU S 6A GRUBU P Cl SF6 = F F F S F Cl Cl F F ÖRNEK : ClF3 bileşiğinin Lewis gösterimini yazınız. V : 7 + 3 x 7 = 28 Merkez atom çevresinde 10 elektron var ÖRNEK : SiF62- anyonunun Lewis gösterimini yazınız. .. .. :F .. .. :F .. :F : Si :F .. : 2- .. : F .. .. : F .. Karbon Dioksit, CO2 V : 4 + 2 x 6 = 16 e− 12 elektron geri kalır. Geri kalan elektronlar dış atomlar üzerine konur. O C O C atomu oktetini sağlamaz. C ve O atomları arasına çift bağlar konarak, C atomunun okteti sağlanır. O C O O C O NO3- .. :O :O: - N :O : Molekülün Lewis gösterimi doğru mudur? Doğru değildir! Rezonans NO3- , SO2, N2O, CO3-2 … gibi moleküllerin Lewis yapıları TEK değildir. İşte bir tanesi İşte bir tane daha - N O O O O ve bir tane daha O O N O O N O Deney sonuçları yapıdaki 3 bağında aynı olduğunu göstermiştir. Tüm bağ uzunlukları 128 pm O N Tüm bağ açıları 120 0 O Yapıların hiçbiri birbirinden farklı değildir. Çift Bağ O O N - O Tek Bağ O Rezonans O O O O N N N O O O O O Yapıda çift bağdaki elektronlar delokalize olmuştur. Bu yapılara Rezonans Hibrid yapıları denir. Yapı ne sağdaki, ne soldaki, ne de ortadakidir. Ayrıca hem sağdaki, hem soldaki, hem de ortadakidir. O3 molekülünün rezonans hibrit yapıları Rezonans yapısı Rezonans yapısı kaplan aslan Askaplan VSEPR ? Atomların birbirlerine göre konumları ne olabilir? ? H2O ---- doğrusal mıdır? Açısal mıdır? Jason, suyun molekül şeklini tahtaya çizmeni kastetmiştim! Yemin ederim, okul, hiçte eğlenceli değil Değerlik elektron çifti itme teorisi (Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory - VSEPR) Lewis yapıları bir moleküldeki atomların arasındaki bağ türlerini ve sayısını gösterebilmektedir. – Atomlar düzlem üzerinde benzer gösterilmektedir. – Molekülün şekli gösterilememektir. şekilde VSEPR Molekülün şekli bağ açıları ve bağ uzunlukları ile belirlenir. Bağ uzunluğu: İki atom arasında oluşan bağdaki atomların birbirine göre uzaklıklarıdır. İki atom arasındaki bağ sayısı arttıkça bağ uzunluğu kısalır. Bağ açısı: İki kimyasal bağ arasındaki uzaklığın derece cinsinden değeridir. VSEPR Kuralları 1. Molekülün Lewis nokta yapısı yazılır. 2. Lewis yapısına bakılarak merkez atomu çevresindeki yalın çift (lp) ve bağ çifti (bp) sayıları bulunur. 3. Elektron çiftleri,itmeler minimum olacak şekilde merkez atomu çevresine yerleştirilerek molekül düzeni belirlenir. 4. Elektron çiftleri arasındaki itme şu sırayı izler; lp – lp >> lp - bp > bp - bp üçlü bağ > ikili bağ > tekli bağ 5. Merkez atom ile dış atomlar arasındaki elektronegatiflik farkı büyük olan moleküller, daha küçük bağ açısına sahiptir. Elektronegatif sübstitüentler daha az hacim kaplar. Bir çok molekül bir merkez atom ve bu atoma bağlı atomlar içermektedir. O halde molekülleri ABn şeklinde gösterebiliriz. Bu yapıya göre; Merkez atom = A ile Bağlı atomlar ise = B ile ifade edilmektedir. n bağlı atom sayısına göre değişir. VSEPR Teorisi 1. Merkez atom çevresindeki iki bölgede elektron yoğunluğu Doğrusal AB2 doğrusal 180o BeCl2 değerlik e- = 2 + (2 x 7) = 16e8e-’ dan az Be .. Cl .. .. .. .. Cl .. iki değerlik elektronu Doğrusal molekül VSEPR Teorisi 2. Merkez atom çevresindeki üç bölgede elektron yoğunluğu Üçgen düzlem AB3 VSEPR Teorisi 3. Merkez atom çevresindeki dört bölgede elektron yoğunluğu Tetrahedral AB4 AYNI molekülün uzaydaki farklı konumları VSEPR Teorisi 4. Merkez atom çevresindeki beş bölgede elektron yoğunluğu Üçgen bipiramit AB5 VSEPR Teorisi 5. Merkez atom çevresindeki altı bölgede elektron yoğunluğu Oktahedral AB6 Molekül geometrileri ve Bağ açıları H2O iki bağlı atom içeren bir moleküldür, öyleyse molekül şekli doğrusal mıdır? NH3 üç bağlı atom içeren bir moleküldür, öyleyse molekül şekli üçgen düzlemsel midir? VSEPR Teorisi Ortaklanmamış elektron çifti içeren moleküler yapılar AB2 Doğrusal AB2E2 Açısal VSEPR Teorisi Ortaklanmamış elektron çifti içeren moleküler yapılar AB3 AB2E Üçgen düzlem Açısal Üçgen düzlem 120o SO2 S .. O .. .. S O .. : .. O .. .. : .. O .. .. S .. O .. .. .. .. O .. : değerlik e- = 6+ (2 x 6) = 18e- S üzerindeki üç değerlik elektronu İki bağ yapmış e- çifti Bir bağ yapmamış e- çifti Moleküler geometri üçgensel Molekül şekli açısal < 120o VSEPR Teorisi Ortaklanmamış elektron çifti içeren moleküler yapılar AB4 Tetrahedral AB3E Üçgen piramit Lewis yapısı Elektronik geometri (tetrahedral) Moleküler geometri (üçgen piramit) VSEPR Teorisi Ortaklanmamış elektron çifti içeren moleküler yapılar AB5 Üçgen bipiramit AB3E2 T-şekli AB4E Bozulmuş tetrahedral AB2E3 Doğrusal bipiramidal 120o ve 1800 ICl2değerlik e- = 7+ (2 x 7) + e- = 22e- : İki bağ yapmış e çifti Üç bağ yapmamış e- çifti I .. Cl .. .. .. .. I üzerindeki beş değerlik elektronu Cl .. - Moleküler geometri bipiramidal Molekül şekli doğrusal Aksiyal pozisyon Ekvatoryal pozisyon I3- Konformasyon izomerleri 90o etkileşimler: 2 lp/lp 4 lp/bp 2 lp/lp 3 lp/bp 1 bp/bp 0 lp/lp 6 bp/lp En kararlı VSEPR Teorisi Ortaklanmamış elektron çifti içeren moleküler yapılar AB6 Oktahedral AB4E2 Kare düzlem AB5E Kare piramit oktahedral 90o BrF5 Br .. .. .. F .. .. Bir bağ yapmamış e- çifti .. F .. .. F .. .. .. .. F .. Br üzerindeki altı değerlik elektronu .. F .. Beş bağ yapmış e- çifti : değerlik e- = 7+ (5 x 7) = 42e- Molekül geometrisi oktahedral Molekül şekli Kare piramit e- Gruplarının düzenlenmesi Moleküler yapı Bağlı grup sayısı Bağ açısı e- Gruplarının düzenlenmesi Moleküler yapı Bağlı grup sayısı Bağ açısı SS molekül Molekül şekli örnek ideal açılar 2 AX2 doğrusal Linear BeF2 180° 3 AX3 üçgen düzlem trigonal planar BF3 120° AX2E açısal SnCl2 4 AX4 AX3E AX2E2 dörtyüzlü tetrahedral üçgen prima açısal CH4 NH3 H2O 109.5 5 AX5 AX4E AX3E2 AX2E3 üçgençift piramit trigonal planar tahtaveralli /bozulmuş dörtyüzlü T-şekli doğrusal PCl5 SF4 ClF3 I3− 90/120 SS molekül 6 Molekül şekli örnek AX6 sekizyüzlü octahedral SF6 AX5E karepiramit BrF5 AX4E2 karedüzlem XeF4 7 AX7 beşgençift piramit pentagonal b. IF7 8 AX8 kare antiprima square antiprism TaF8 ideal açılar 90 72/90 70.5/99.6 /109.5 Bağ yapmayan elektronların bağ açılarına olan etkisi Aşağıdaki moleküllerde H atomları arasındaki bağ üç molekülde de birbirinden farklıdır: H H C H H 109.5O H N H H 107O O H H 104.5O Bağlı atomlar iki atomun çekirdeği tarafından etkilendiği için yalnız elektron çiftleri gibi özgür değildirler. Fakat bağ yapmayan elektron çiftleri bu atomlara etki ederek atomlar arsındaki bağ açısını düşürür. Bağ yapmamış elektron çifti sayısı arttıkça açı küçülür. Bağ yapmayan çoklu bağların bağ açılarına olan etkisi Çoklu bağlar molekül yapısındaki tekli bağlara göre bağ açıları üzerinde daha çok etkiye sahiptirler. Cl 111.4o Cl C O 124.3o : : Hibrit orbitaller (Melez Orbitaller) :F : 2p5 : 1s2 2s2 Be F : 1s2 2s2 2p5 1s2 2s2 Berilyum atomunda bir örtüşme sağlamak için eşleşmemiş elektron bulunması gerekir. Bu 2s orbitallerinden birinin orbitali yükseltilerek başarılabilir. 1s2 2s1 2p1 2s1 ve 2p1 orbitalleri hibritleşir. 1s2 2sp 2p Hibrit orbitaller (sp, BeF2) Be atomunun elektronik konfigürasyonu 1s 2s 1s 2p 2s Be atomunun bir elektronu p orbitallerine yükseltilir 2p Enerji Hibrit orbitalleri px py pz n=2 sp s 1s sp 2p BeF2 orbital diyagramında Be atomu n=1 hibritleşme F s orbitali p orbitali iki sp hibrit orbitalleri sp hibrit orbitallerinin Beraber gösterimi Be F Hibrit orbitaller (sp, BeF2) sp hibrid orbtallerinin lobları Be Florun 2p orbitalleri Hibrit orbitaller (sp2, BF3) Bor atomunda bir örtüşme sağlayabilmek için 3 bağ yapmamış elektrona İhtiyaç vardır.bu 2s orbitalleri elektronlarından birinin orbitalinin yükseltilmesi ile sağlanır. 1s2 2s1 2p1 2s1 ve 2p1 orbitalleri hibritleştirilmiştir. 1s2 2sp2 2p Hibrit orbitaller (sp2, BF3) B 1s2 2s 2 2p1 Hibrit orbitaller (sp2, BF3) Be atomunun elektronik konfigürasyonu 2s 2p 2s B atomunun bir elektronu p orbitallerine yükseltilir 2p Enerji Hibrit orbitalleri px py pz sp2 s sp2 2p BF3 orbital diyagramında B atomunun elektronik konfigürasyonu F hibritleşme B s orbitali F p orbitalleri üç sps hibrit orbitali sp2 hibrit orbitallerinin birlikte gösterimi F Hibrit orbitaller (sp2, BF3) Üç sp2 orbitali oluşturmak üzere birleşir Birleştirilirse Hibrit orbitaller (sp3, CH4) 1s2 2s2 2p1 s orbitallerindeki 1 e- p orbitallerine yükseltilir 109. 5° Metan (CH4) 1s2 2s1 2p3 hibritleştirilir 1s2 sp3 Hibrit orbitaller (sp3, CH4) Karbon 1s22s22p2 Karbon atomu eğer hibritleştirilmezse yalnızca iki bağ yapabilir. Halbuki karbon atomu 4 bağ yapabilme kapasitesine sahiptir. B A B B Enerji Hibrit orbitaller px py B pz s Brown, LeMay, Bursten, Chemistry The Central Science, 2000, page 321 sp3 sp3 CH4 orbital diyagramında C atomunun Elektronik konfigürasyonu Hibrit orbitaller (sp3, CH4) Dört sp3 orbitali oluşturmak üzere birleşir Birleştirilirse Hibrit orbitaller (sp3d, PF5) 3s2 3p3 3d p orbitallerindeki 1 e- d orbitallerine yükseltilir Fosfor penta florür (PF5) 3s2 3p3 3d hibritleştirilir 3. ve daha sonraki periyot elementleri kendi d orbitallerini kullanırlar. 3sp3d 3d Hibrit orbitaller (sp3d, PF5) 3s 3p 3d hibritleştirilmemiş P atomu P = [Ne]3s23p3 3s 3p 3d Boş d orbitalleri hibritleştirilir Ba F Beş sp3d orbitalleri Be F P F 3d Be F Be F Ba Üçgensel bipiramit dejenere orbitaller (hepsi EŞİT) Hibrit orbitallerin oluşturduğu geometrik yapılar Hibrit orbitallerin oluşturduğu geometrik yapılar Hibrit orbitalleri ve çoklu bağlar: , bağlarının oluşumu Etilenin moleküler geometrisini dikkate alalım: 1s2 2s2 2p2 s orbitallerindeki 1e- p orbitallerine yükseltilir 1s2 2s1 2p3 Hibritleştirilir 1s2 sp2 •Bağ açıları üçgen düzlem konumda yerleşmiştir. Bu da hibritleşmemiş 2p orbitellerinin bir sp2 konfigürasyonunu ifade eder. 2p Hibrit orbitalleri ve çoklu bağlar: , bağlarının oluşumu Orbital konumları bağı p orbitallerinin örtüşmesiyle oluşan bağı Hibrit orbitalleri ve çoklu bağlar: , bağlarının oluşumu Asetilenin molekül geometrisini dikkate alalım: 1s2 2s2 2p2 s orbitallerindeki 1e- p orbitallerine yükseltilir 1s2 2s1 2p3 Hibritleştir 1s2 sp 2p2 •Bağ açılarına bakılarak molekül şeklinin doğrusal olduğunu görmekteyiz. Bu da eşleşmemiş 2p orbitallerinin sp konfigürasyonunu ifade eder. Hibrit orbitalleri ve çoklu bağlar: , bağlarının oluşumu π Bağı σ Bağı π Bağı Karbon-Karbon üçlü bağı Uzaysal gösterimi Hibritleşme ve Molekül geometrisi Elektron düzenlenmesi Doğrusal Üçgen düzlemsel Tetrahedral Üçgen bipiramit Oktahedral Atomik orbital sayısı Merkez atomun hibrit türü Hibrit orbitalleri sayısı Moleküler Orbital Teori O2 molekülünün Lewis yapısındaki problem? O2 paramanyetik bir moleküldür. Moleküler Orbitaller Moleküler Orbital Teori Lewis teoremi kimyasal bağlanmayı açıklamaktadır, fakat bağ yapısı ve molekül şekli konusunda bilgi verememektedir. VSEPR teoremi ise molekül şekli ve moleküldeki elektron çiftlerinin etkisini açıklamaktadır. Atomik orbitaller Molekül Moleküler Orbital Teori Bir molekülün elektronik yapısı, moleküler orbitallere elektronların aufbau sırasına göre yerleştirilmesiyle türetilir. Atomik orbitaller s, p, d, f gibi harflerle gösterilmesine karşın, moleküler orbitaller sigma(σ) ve pi(π) gibi yunan harfleriyle gösterilebilir. -bağı: her bir atomdaki iki s orbitalinin örtüşmesi sonucu oluşur. -bağları -bağlarından daha zayıf gözüküyor! -bağları -bağları Formaldehit (H2CO) -bağı: her bir atomdaki iki p orbitalinin örtüşmesi sonucu oluşur. Hidrojen Bağı Oluşumu Enerji (KJ/mol) Potansiyel Enerji Diyagramı – itme ve çekme kuvvetleri 0 Dengelenmiş itme ve çekme kuvvetleri etkileşim yok Çekimin artışı İtme artışı - 436 0.74 A H – H uzaklığı (çekirdekler arası uzaklık) Brown, LeMay, Bursten, Chemistry The Central Science, 2000, page 318 Moleküler Orbitaller H2 molekülünde Sigma moleküler orbitalinin oluşumu Bağ yapmayan orbitaller Bağ yapan orbitaller H atomik orbitalleri H2 moleküler orbitalleri Moleküler Orbitaller: Orbital diyagramı σ– bağ orbitalinin enerjisi türemiş olduğu her iki atomik orbitalin enerjisinden daha düşük olduğu halde σ*- antibağ orbitalinin enerjisi daha yüksektir. Bağ sayısı Bağ sayısı = ½ ( bağ yapmış elektron sayısı - bağ yapmamış elektron sayısı) Bir bağ, bağ sayısı=1 tekli bağı İki bağ, bağ sayısı=2 çifte bağı Üç bağ, bağ sayısı=3 üçlü bağı Bağ sayısı=0, bağ oluşmadığını ifade eder. MO teorisi aynı zamanda kesirli rakamlarda bağların mümkün olduğunu da ifade eder, bağ sayısı= 1/2 , 3/2 , yada 5/2 gibi. Moleküler Orbitaller: Orbital diyagramı H2 molekülü için bağ sayısı= 1 H2 molekülü mevcuttur He2 molekülü için bağ sayısı= 0 He2 molekülü mevcut değildir Moleküler Orbitaller: Orbital diyagramı Li = *2s 1s22s1 2s1 Enerji 2s1 2s *1s 1s2 1s2 Li Li Li2 Brown, LeMay, Bursten, Chemistry The Central Science, 2000, page 334 1s 2.Periyot elementleri için Moleküler Orbital diyagramı *2p *2p 2p 2p 2p 2p *2s 2s 2s 2s Brown, LeMay, Bursten, Chemistry The Central Science, 2000, page 337 2. Periyot elementlerinin aynı çekirdekli iki atomundan oluşmuş (homonükleer) molekülleri Bu moleküller için iki aufbau sırası vardır: 1. Li2 den N2 ye kadar olan moleküller 2. O2 ve F2 molekülleri 2s – 2p orbitalleri arası etkileşimin artışı π 2p moleküler orbital enerjileri 2p *2s 2s O2, F2, Ne2 Brown, LeMay, Bursten, Chemistry The Central Science, 2000, page 338 B2, C2, N2 Zayıf 2s – 2p etkileşimi Güçlü 2s – 2p etkileşimi B2 C2 N2 *2p *2p *2p *2p 2p 2p 2p 2p *2s *2s 2s 2s Bağ sayısı 1 Bağ entalpisi (kJ/mol) Bağ uzunluğu (angstrom) Manyetik davranış O2 F2 Ne2 2 3 2 1 0 290 620 941 495 155 ----- 1.59 1.31 1.10 1.21 1.43 ----- Paramanyetik Diamanyetik Brown, LeMay, Bursten, Chemistry The Central Science, 2000, page 339 Diamanyetik Paramanyetik Diamanyetik _____ Manyetik özellikler PARAMANYETİZM – Bir veya birden çok eşleşmemiş elektron içeren moleküller manyetik bir alan tarafından oldukça güçlü çekilir. DiAMANYETİZM – Hiç eşleşmemiş elektron içermeyen moleküllerin manyetik alan tarafından çekimi oldukça zayıftır. Bir örneğin manyetik özelliklerini inceleme deneyi Paramanyetizm diamanyetizmden daha kuvvetli bir etki yaratır. örnek Örnek manyetik bir alan etkisinde değil. N S Manyetik bir alan uygulanırsa, Diamanyetik bir molekül alan dışına doğru hareket ederek zayıf bir kütle çekimi oluşturur. Brown, LeMay, Bursten, Chemistry The Central Science, 2000, page 339 N S Paramanyetik bir örnek ise alan içine doğru çekilerek kuvvetli bir kütle etkisi yaratır.
