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.
Download