Kimyasal BağlarI: 9 Lewis Teorisi

Chapter 9 Notes
CHEM 1411 General Chemistry
Chemistry: A Molecular Approach by Nivaldo J. Tro
Kimyasal BağlarI:
9 Lewis Teorisi
Başlık Amacı:
• Kimyasal bağların temel türlerini anlamak.
• İyonik ve moleküler bileşiklerin özelliklerini kavramak.
• Rezonans yapıları da dahil olmak üzere, moleküler bileşikler için Lewis
nokta yapılarını çizebilmek.
Mr. Kevin A. Boudreaux
Angelo State University 1 www.angelo.edu/faculty/kboudrea
Giriş
*Elemantal maddelere günlük hayatta çok sık rastlamayız.
Genellikle birleşiklerdir veya bileşiklerin kompleks karşımlarıdır.
*Elementler neden birleşikleri ilk anda oluştururlar? Bağlar
atomları meydana getiren yüklü parçacıklar arasındaki
potansiyel enerjiyi düşürür.
*Kimyasal bağların 3 çeşidi vardır :
-Lewis nokta yapısı
-Valens bağ teorisi
- Moleküler Orbital teorisi
2
Chapter 9 Notes
Kimyasal Bağ Türleri
• Elementler arasında bağların üç tipi vardır:
– İyonik bağ :Metal ile ametal ya da çok atomlu
iyon(polyatomik iyon) arasındaki elektron transferi
sonucu oluşan bağ çeşididir.
– Kovalent bağ: 2 yada daha fazla ametal atomları
arasında oluşan bağdır.
– Metalik bağ: Esas olarak metaller arasındaki, düzgün
pozitif iyon yığını ile bu yığını kuşatan elektron denizi
arasındaki ‘’biriktirme’’ ile ortaya çıkar.
3
Kimyasal Bağ Türleri
4
Figure 9.3
Chapter 9 Notes
Elementler için Lewis Nokta Yapıları
• Lewis kuramı değerlik elektrona odaklanır. En dıştaki
elektronlar çekirdekten uzak olanlardır ve bu nedenle
koparılmaları daha kolaydır.
• Değerlik elektronlar elementin sembolü etrafında
noktalar ile gösterilir.
-İlk 4 elektron sembolün 4 yönüne teker teker
yerleştirilir. 4 ten sonraki elektronlar ise eşleşmemiş
elektronların yanına yerleştirilir.
-Her bir yönde en fazla 2 elektron bulunabilir.
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
5
Elementler için Lewis Nokta Yapıları
• Ametaller için özellikle,izole atom üzerindeki
birleşmemiş noktaların aralarında kovalent bağ
oluşabileceğini gösterir.
• Atomlar okted kuralına uymak için en dış enerji
düzeylerini 8'e tamamlamak ister.
-Hidrojen ve helyum istisnadır.Onlar 1.periyottadır ve
sadece 1s orbitaline sahiptirler.
H
He
6
Chapter 9 Notes
İYONİK BAĞLAR
7
İyonik Katılar oluşumu
• - İyonik bağlar elektron alış-verişiyle oluşur.
İyonlaşma enerjisi düşük olan element elektron
verir(metal),iyonlaşma enerjisi büyük olansa elektron
alır(ametal). e alan katyona, e veren anyona dönüşür.
Na + Cl
Na+ Cl
Na [He] 2s2 2p6 3s1
Na+ [He] 2s2 2p6
Cl [Ne] 3s2 3p5
Cl- [Ne] 3s2 3p6
8
Chapter 9 Notes
İyonik Katılar
• İyonik bağlarda, karşıt yüklü iyonlar birbirlerini
elektrostatik kuvvet ile çekerler.
– Oluşan madde iyonik katıdır.
– Bu katı üç boyutlu kristal adı verilen düzenden oluşur.
9
NaCl’nin oluşumunun enerji dönüşümü
• Na(s) ve Cl2(g) ‘dan NaCl’ye enerji dönüşümünün
oluşma şemesı şekil 9.6 dadır.
– Adım 1: Süblümleşme ısısı Na(s) dan Na(g):
ΔH = +107.3 kJ/mol
– Adım 2: Ayrışma enerjisi Cl2(g) molekülünden
2Cl(g) atomuna:
ΔH = + 122 kJ/mol
– Adım 3: İyonlaşma potansiyeli Na(g) dan Na+(g)
iyonuna:
ΔH = +495.8 kJ/mol
– Adım4: Elektron ilgisi Cl(g) den
Cl-(g) iyonuna:
ΔH = -348.6 kJ/mol
• Şimdiye kadar toplam:
Na(s) + ½Cl2(g) → Na+Cl-(g); ΔH = +377 kJ/mol
10
Chapter 9 Notes
NaCl’nin oluşumunun enerji dönüşümü
• Fakat çok yüksek sıcaklıklar olmadığı sürece NaCl
genellikle gaz fazda bulunmaz.
– Adım 5: gaz fazındaki Na+ ve Cl- iyonlarından NaCl
katı kristaline oluşumu:
ΔH = -787 kJ/mol.
• Sonuç:
Na(s) + ½Cl2(g) → Na+Cl-(s); ΔH = -410. kJ/mol
– Bu enerji salımı olduğu için(ekzotermik) ,diğerlerinden
daha fazla enerjili süreçtir.
– Enerji tüm NaCl oluşma sürecinde adım 5 de değişir.
11
NaCl oluşumu için Born--Haber Çevrimi
12 Figure
Chapter 9 Notes
9.6
ÖRGÜ ENERJİSİ
• Adım 5 deki değişen enerjiye örgü enerjisi (ΔHlattice),
adı verilir, gaz fazındaki yalıtılmış iyonlar kristal örgü
oluşumu ile ilgilidir. Sonuçta iyonlar arasında
elektrostatik etkileşimler olur ve böylece iyonik
kristaller içindeki iyonik bağların dayanıklılığını
ölçeriz.
• Yalnız iyonik katılar vardır, çünkü örgü enerjisi
elverişsiz elektron transferidir. Elementlerin elektron
kazanması yada kaybetmesi için gereken enerji iyonlar
arasındaki çekimden karşılanır.
13
Figure 9.5
Örgü Enerjisi Kuvvetleri
• Elektrik yüklerinin etkişiminden kaynaklanan F gücü
Coulomb Kanunu ile açıklanır: z1z
F = k 2 d2
k sabit, z1 ve z2 yüklü iyonlar, d ise onların
merkezlerine uzaklığıdır .
• F i enerjiye çevirmek için:
z1 z
2
ΔHörgü = Fd = k
d
– İyonun boyunu artırırsam, d büyür ve örgü enerjisi
azalır.
– Anyon ve katyonun büyüklüğünü artırırsam, örgü
enerjiside büyür.(NaF = -1050 kJ/mol, CaO = -3414
kJ/mol).
14
Chapter 9 Notes
Örgü Enerjisi Kuvvetleri
ΔHörgü
ΔH(kJ/mol)örgü
LiCl -834
NaCl -787
KCl -701
CsCl -657
NaF (kJ/mol-910)
CaO
-3414
15
İyonik Bileşiklerin Özellikleri
• Tipik bir iyonik bileşik, örneğin kaya tuzu (NaCl)
serttir(çökmez),katıdır(eğilmez),kırılgandır(deforme
olmazksızın çatlarlar).
• İyonik kuvvetlerin çekim kuvvetleri iyonları özel
konumlarında tutar,bu kuvvetler nedeniyle iyonların
pozisyonları dışında bir etki yapıldığında, çökmez veya
bükülmezler,kırılırlar.
16
Chapter 9 Notes
İyonik Bileşiklerin Özellikleri
İyonik birleşikler yüksek erime noktasına sahiptirler.
• (NaCl KN 801ºC, MgO KN 2852ºC), son derece yüksek
kaynama noktasına sahiptir, çünkü anyon ve katyonlar
arası elektrostatik etkileşim üstesinden gelmek için çok
fazla ısı enerjisi olur
MP (ºC) BP (ºC)
CsBr
636
1300
NaI
661
1304
MgCl2 714
1412
KBr
734
1435
CaCl2
782
>1600
NaCl
801
1413
LiF
845
1676
KF
858
1505
MgO
2852
3600
İyonik Bileşiklerin Özellikleri
17
Katı İyonik birleşikler
elektrik iletiminde
kullanılmazlar çünkü
iyonlar serbest hareket
edermezler.
Eridiğinde, veya
suda
çözündüğünde,
iyonlar özgürce
taşınır, çözelti
sayesinde elektrik
özgürce taşınır.
18
Chapter 9 Notes
Kovelent bağlar
Paylaşmak ve Benzer Şekilde Paylaşmak
(Share and Share Alike)
19
Kovelent bağlar
• İki atom arasında, bir veya daha fazla elektronun
paylaşılmasıyla karakterize edilen kimyasal bağdır.
• İki yalıtılmış H atomu birlikte taşınırlar, iki pozitif yük
birbirini iter , iki negatif yük de birbirini iter. Ama her
bir çekirdek iki elektronu çeker.
• Bir noktada, çekirdek ve elektronlar arasındaki
konumlar çekirdekleri arasında ve elektronlar arasındaki
itmelerine karşı dengelenir.
–
Paylaşılan elektron bir H2
molekülünü
bir
araya getirerek iki
çekirdeği bağlar.
–
Bağ içindeki her iki
atomun elektronları aynı
şekilde davranır.
Tek Kovalent Bağlar
H + H
H H or H H
H + F
H F or H F
F + F
F F or F F
H + O + H
H O H or H O H
Chapter 9 Notes
• Paylaşılmış elektron çiftlerine ortaklanmış elektron
çiftleri,
• Paylaşılmamış elektron çiftlerine ortaklanmamış
elektron çiftleri denir.
20
Na+ Cl- iyonik bağ
H—H kovalent bağ
21
sÖrneğin: kovalent bağın oluşumu
1. Aşağıdaki elementlerin klor ile oluşturduğu
basit bileşik (yani sadece tek bağları içeren)
formülü nedir:
a. azot
b. silisyum
c. selenyum
d. brom
22
Chapter 9 Notes
Çift ve Üçlü Kovalent Bağlar
• Atomlar, aynı zamanda, bir çift bağ oluşturmak için iki
elektron çifti paylaşabilir. Son yapıdaki her oksijen
atomu etrafında 8li elektrona vardır:
O+
O O
O OO
– Çift bağlar tek bağdan daha kısa ve güçlüdür.
• Üç elektron çifti paylaşımı bir üçlü bağ oluşturur:
N + N
N N
– Üçlü bağlar çift bağlardan daha kısa ve
güçlüdür.
23
Moleküler Bileşiklerin Özellikleri
• Iyonik bağlar yönsüz ve bir kristal örgü içinde
iyonları, bütün bir dizi halinde bir arada tutar.
Kovalent bağlar ise yönlü ve bir molekülde belirli
atomları birlikte tutar.
• Moleküler bileşikler genel olarak gaz, sıvı, veya düşük
erime noktasına sahip katılardır. Molekülleri içinde
kovalent bağlar çok güçlü, ama ayrı moleküller arası
çekim kuvvetleri oldukça zayıftır.
24
Figure 9.7
Chapter 9 Notes
Polar Kovalent Bağlar
• Gerçekte, tam iyonik ve kovalent bağlar bağlanma
türlerinin spektrumlarının aşırını temsil eder.
• Çoğu kovalent bağlar polar kovalent bağdır,
elektronların paylaşımı eşitsizdir, ancak bir atomdan
diğerine tam aktarılamaz.
• Polar bağlarda, bir atom kısmi negatif yüke (δ-)
sahiptir ve diğer atom kısmi pozitif yüke (δ +)
sahiptir.
25
Elektronegatiflik
• Elektronegatiflik, "bir atomun kovalent bir bağdaki
elektronları kendine çekme yeteneği" olarak
tanımlanır.
[Linus Pauling, 1939, Nobel Prize 1954, 1963]
•
Elementlerin elektronegatiflikleri periyot boyunca
soldan sağa, grup boyunca aşağıdan yukarı doğru
artar (Elektronegatiflik atom numarası ile ters
orantılıdır.)
26
MOV: Elektronegatiflik
Chapter 9 Notes
Elektronegatiflik
27
Figure 9.10
Bağ Çeşitleri
80% ionic
20% covalent
83% covalent
17% ionic
100% covalent
Chapter 9 Notes
28
Elektronegatiflik ve Bağ Polaritesi
• Kovalent bir bağ içinde polarite derecesine bağlı iki
atom arasındaki elektronegatiflik farkı, ΔEN’e
bağlıdır:
29
Elektronegatiflik ve Bağ Polaritesi
30
Chapter 9 Notes
Figure 9.11
Örnekler: Apolar / Polar / İyonik Bağlar
2. Aşağıdaki çiftlerin her biri arasında oluşan bağın
polar olmayan kovalent bir bağ, bir polar kovalent
bağ veya bir iyonik bağ olup olmadığını
belirleyiniz. (sim. için Ex. 9.3)
a. Na ve Cl
b. C ve Cl
c. N ve Cl
d. N ve O
e. Sr ve F
f.
Cl ve Cl
31
Elektronegatiflik ve Bağ Polaritesi
• 3. Periyotta bulunan klor aşağıdadır.
Elektronegatiflik farkı (ΔEN) artar , bağ daha
kovalent olur; sıkıca-bağlı iyonik katılar (NaCl),
zorunlu kovalent sıvılardan (SiCl4) daha zayıftır.
hatta gazlardan (Cl2) daha zayıftır.
32
Chapter 9 Notes
Dipol Moment ve Yüzde İyonik Karakter
• Bağ polaritesi pozitif ve negatif yük arasındaki
ayrım varken oluşan bir dipol moment, μ, olarak
sayısal ifade edilir.
• Dipol moment birimi debye, D (1 D = 3.34×10-30
C·m)
• Elektron tamamen bir atomdan diğerine transfer
olsaydı, dipol momentin bağının ne olacağına ait
ölçüm dipol momenti karşılaştırarak, bağın yüzde
iyonik karakteri belirlenebilirdi.
– Bir elektronun tamamen transfer edildiği bir
bağ % 100 iyonik karaktere sahip olacaktır.
– Genel olarak,% 50'den daha fazla iyonik
karakteri olan bağlar iyonik bağ olarak kabul
edilir.
33
Dipol Moment ve Yüzde İyonik Karakter
Figure 9.12
• Heksan gibi polar
olmayan bir molekül,
etkilenmemektedir, su
gibi bir polar molekül,
statik elektrik ile hareket
ettirilir.
34
Figure 9.13
Chapter 9 Notes
Lewis Yapıları
Çizgi Çizim
35
Lewis Yapıları nasıl yazılır
1. Molekül için doğru iskelet yapısını yaz.
Molekül için ABn formülü diyelim. Merkezi
konumu en az elektronegatif element ve uç
pozisyonlarda daha fazla elektronegatif elemanları
yerleştirin. Sadece tek bir bağ oluştururlar çünkü, H,
bir uç pozisyonunda, her zaman bir merkezi atom
değildir.
2. Moleküldeki her bir atomun değerlik elektronları
toplanmasıyla Lewis yapısı için elektron toplam
sayısı hesaplanır.
Iyonlar için, negatif yükün her birimi için bir
elektron ekleyin ve pozitif yükün her birimi için bir
elektron çıkarın.
• • • — — — •• •
Chapter 9 Notes
Lewis Yapıları nasıl yazılır
36
3. Mümkün olduğu kadar çok atomuna oktet (veya
hidrojen için çiftler) yapan, atomlar arasında
elektron dağıtın. İki atom arasındaki ortalanmış
elektronları çizin sonra uç atomun kenarlarını 8 e
tamamlayın(veya H için 2).
4. Herhangi bir atom bir sekizli eksikliği varsa,
onlara sekizli vermek gerektiğinde çift veya üçlü
bağlar oluşturur....Bu suretle uç atomu ve merkezi
atom arasında uç atomu çiftinin hareket yapılır.
Formal yük çift bağları yerleştirmek için bir kılavuz
olarak kullanılabilir.
Formal Yük
37
Formal Yük= değerlik e- – (½bağ e-) – (ortaklanmamış eçiftleri)
• Eğer bağ elektronları eşit olarak paylaşılır olsaydı
formal yük bir atom yükü olurdu.
– Biçimsel yükleri toplamı türler üzerindeki yük
eşit olmalıdır.
– Küçük biçimsel yükler büyük olanlardan daha
iyi (daha kararlı) dır.
– Komşu atomların üzerindeki yükler istenen
değildir.
– Formal yük korunmadığında negatif formal
yükten daha elektronegatif atom bulunması
gerekir.
38
Chapter 9 Notes
Örnekler: Lewis Yapıları
3. Aşağıdaki moleküllerin Lewis yapılarını yazın. (Ex
sim.. 9.4, 9.5)
a. CH4
b. NH3
c. NH4+
d. CCl4
e. H2O2
39
Examples: Lewis Structures
3. Aşağıdaki moleküllerin Lewis yapılarını yazın. (Ex
sim.. 9.4, 9.5)
f.
CCl2F2
g. H2S
h. C2H6
i.
C2H4
j.
C2H2
40
Chapter 9 Notes
Örnekler: Lewis Yapıları
3. Aşağıdaki moleküllerin Lewis yapılarını yazın. (Ex
sim.. 9.4, 9.5)
k. CO2
l.
HCN
m. COCl2
n. acetamide, C2H5NO
O
C
HH
C
N
H
H
H
41
Örnekler: Lewis Yapıları
3. Aşağıdaki moleküllerin Lewis yapılarını yazın. (Ex
sim.. 9.4, 9.5)
o. O3
İki O3 yapılarından hiçbiri kendini doğrulamadı.
42
Chapter 9 Notes
Rezonans Yapıları
Bir Lewis Yapısı ne zaman Yeter li değildir?
• Bir molekül için birden fazla geçerli bir Lewis yapısı
olduğunda, gerçek elektronik yapı, rezonans melezi
olarak adlandırılan farklı olasılıklar ortalamasıdır.
• Rezonans formlarında değerlik elektronları değil,
sadece atomların konumların yerleşimi farklıdır!
• Ozon’da "gerçek" bir çift bağ ve
"gerçek" bir tek bağ yoktur, ve bunların arasında
O—O bağ ve O=O bağ “bir-ve-bir yarım” bağ
vardır.
43
Figure 9.14
Rezonans Yapıları
• Rezonans yapıları olarak adlandırılan iki Lewis
yapıları, bu moleküller arasında iki başlı ok ile
gösterimi daha doğrudur.
O
O
O
O
O
O
bağ derecesi= 1 1/2
•
BAŞKA BİR ŞEY İÇİN DÜZ, ÇİFT-BAŞLIKLI OK(T)KULLANMAYIN!
• Rezonans yapıları gerçek bağ tasvirleri değildir:
O3 iki yapı arasında "ileri geri değiştirme" değildir;
her iki formun birbirinin melezi olduğunu açıklar.
44
Chapter 9 Notes
Delokalize Elektronlar ve Yükler
• Bu rezonans yapılarında, elektron çiftlerinden
(dolayısıyla negatif yük) biri "yayılmış" veya tüm
moleküllerin üzerine delokalize edilmiştir.
– Buna karşılık, sudaki oksijenin yalnız çiftleri
yerelleşmiştir — yani, onlar tek bir yerde
sıkışmıştır.
• Rezonans delokalizasyon yükleri yayılan bir
molekülü dengeler ve çift bağların yanında yer alan
yalnız çiftler (veya pozitif yükler) sık sık meydana
gelir.
• (Rezonans organik kimyada yapı ve tepkime
anlayışımızda büyük rol oynar.)
• Elektron dağılımı daha doğru bir tasvir olarak
moleküler orbital (MO) teorisinde bulunur.
45
Benzen içinde Rezonans Yapıları
• Diğer bir önemli rezonans çifti benzen : C6H6, tek ve
çift bağların alternatif iki rezonans yapıları vardır.
Benzen, karbon-karbon bağlarının gerçek bağ sırası
1.5.
1.5.
H
H
C
C
H
H
C
C
H
H
C
C
H
C
C
C
H
H
H
C
C
C
H
H
46
Chapter 9 Notes
Bir Rezonans Benzerliği
• Bir katır bazen bir at, bazen bir eşek değildir; mor
bazen kırmızı, bazen mavi olmadığı gibi, her zaman
bir şey (bir katır) var.
• Gerçek bir kişi, iki ya da daha fazla kurgusal
karakterlerin özelliklerine sahip olarak tarif
edilebilir. Kurgusal karakterler yoktur, ancak gerçek
kişi vardır.
47
Örnekler:Rezonans ile Lewis Yapıları
4. Rezonans yapıları dahil olmak üzere aşağıdaki
moleküller, için Lewis yapıları yazın. (sim. için Ex.
9.7)
a. OCNb. CO32-
c. NO3-
d. CHO248
Chapter 9 Notes
Sekizli Kural istisnaları
• Elektron gereksinimi olan türler, berilyum(Be) ve
bor(B) gibi, lewis yapısı çevresinde 8 elektrondan
daha azına sahiptir, ama sıfır formal yük olabilir.
• Serbest radikaller değerlik elektron tek bir sayı
içerir. Radikallerin her zaman bir paylaşılmamış
elektronu vardır. Eşleşmemiş elektronların
bulunması, tek sayılı elektronları olan yapıların
paramanyetik olmasına neden olur. Bu türler
genellikle kararsız ve son derece reaktiftir.
• Genişlemiş Değerlik Kabukları:
çevresinde sekizden fazla elektron bulunur.
Periyodu 3 ya da daha yüksek olan ametaller
(kükürt ve fosfor gibi) boş d orbitalleri içine
"ekstra" elektronlar itilerek sekizli kurala
benzeyebilirler.
49
ÖRnekler: Sekizli Kural istisnaları
5. Aşağıdaki moleküller için rezonans yapılarını içeren
lewis yapılarınız çiziniz (eğer gerekirse).
(DİKKAT!Tek başına Formül, merkez atom üzerindeki
yalnız çiftler hakkında bilgi vermez!) (sim. to Ex. 9.9)
a. NO
b. NO2
c. BF3
d. SO3
50
Chapter 9 Notes
ÖRnekler: Sekizli Kural istisnaları
5. Aşağıdaki moleküller için rezonans yapılarını içeren lewis
yapılarınız çiziniz, eğer gerekirse.
(DİKKAT!Tek başına Formül, merkez atom üzerindeki
yalnız çiftler hakkında bilgi vermez!)
e.(sim. to Ex. SF4 9.9)
f.
SF6
g. H2SO4
h. POCl3
51
ÖRnekler: Sekizli Kural istisnaları
5. Aşağıdaki moleküller için rezonans yapılarını içeren lewis
yapılarınız çiziniz, eğer gerekirse.
(DİKKAT!Tek başına Formül, merkez atom üzerindeki
yalnız çiftler hakkında bilgi vermez!)
i.(sim. to Ex. I3-9.9)
j.
XeF2
k. XeF5+
l.
XeF4
52
Chapter 9 Notes
Bağ Enerjileri
ve
Bağ Uzunlukları
53
Bağ Enerjileri
• Bağ enerjisi (ya da bağ ayrışma enerji) gaz
fazında kovalent bağın 1 mol kırmak için gerekli
olan enerji miktarıdır
• Cl—Cl için Cl2 molekülünde bağ enerjisi 243 kJ/
mol:
Cl2(g) → 2Cl(g); ΔH = +243 kJ
• HCL içindeki H—Cl bağında, bağ enerjisi 431 kJ/
mol:
HCl(g) → H(g) + Cl(g); ΔH = +431 kJ
• HCl bağı Cl—Cl bağından güçlüdür, çünkü bu bağı
kırmak için daha fazla enerji alır.
54
Chapter 9 Notes
Bağ Enerjileri
• Bağ enerjileri pozitifse endotermiktir. Çünkü kırılan
bağ enerji alır.
• Bağ oluşumlarında, o bağ enerjisi serbest bırakılan
enerji miktarıdır yani ekzotermiktir.
• Tablo 9.3 farklı bileşikler bir dizi bağdır, bu tür
enerjilerin ortalaması alınarak elde edilen
değerlerdir, ortalama bağ enerjileri listededir.
55
Ortalama Bağ Enerjileri
56
Chapter 9 Notes
Bağ Enerjileri ve Entalpi Yükleri
• Ortalama bağ enerjileri kimyasal reaksiyonlar için
entalpi değişimlerini tahmin etmek için
kullanılabilir:
H3C—H + Cl—Cl → H3C—Cl + H—Cl
Kırılma Entalpisi
C—H
+414 kJ
Cl—Cl +243 kJ
OLUŞUM ENTALPİSİ
C—Cl -339 kJ
H—Cl -431 kJ
ΔH = (414 + 243) + (-339 + -431)
kJ
= +657 + -770 kJ
= -113 kJ
Figure 9.15
57
Bağ Enerjileri ve Entalpi Yükleri
ΔHrxn = ∑ΔH
Kırılma Entalpisi +∑ Δ
pozitif değerler
Oluşum EntalpisiH
negatif değerler
•Bağın koparılması endotermik bir olay olduğuna göre bağın oluşumu
ekzotermiktir.
•Bağ oluşurken koparmak için verdiğimiz enerji kadar ısı açığa
çıkar.
•Bağ enerjisi ne kadar fazla ise bileşik o kadar kararlıdır.
58
Chapter 9 Notes
Örnekler: Tahminen Entalpi Değişimleri
6. Hidrojen gazı, metan gazı buharı reaksiyonu ile
yapılabilir.
CH4(g) + 2H2O(g) → 4H2(g) + CO2(g) Bu
reaksiyonun ΔHnı tahmin etmek için Tablo 9.3 'te bağ
enerjileri kullanın. (Ex. 9.10) cevap: +170 kJ
59
Bağ Uzunlukları
• Çekici güçlerin en fazla yapıp, itici güçlerin en aza
indirildiği
çekirdek
arasındaki en
uygun
mesafeye bağ uzunluğu denir.
– H 2 molekülü için,
bağ uzunluğu 74
pm'dir.
– H2 molekulünün
enerjisi ayrılış
atomların enerjisinden
fazladır. (bir H2
molekülü ayrıldığında
enrji serbest kalır.
bırakılır).
– Yakın çekirdekler
elektrostatik itmeleri
nedeniyle itme
potansiyel enerjisi
uzunluğun artmasına
neden olur.
60
Chapter 9 Notes
Ortalama Bağ Uzunlukları
61
Bağ Uzunlukları
• Çoklu bağlar tek bağa göre daha kısa ve
güçlüdür.
• Büyük atomlar bir araya getirildiğinde,
bağ daha uzun olur....
• Uzun bağlar kısa bağlardan daha zayıftır.
62
Chapter 9 Notes
Çoklu Bağlar için Bağ Uzunluğu ve Bağ Enerjisi
BAĞ
C—O
C=O
CtO
C—C
C=C
CtC
N—N
N=N
NtN
Bağ
Uzunluğu
(pm)
143
120
113
154
134
120
145
123
110
Bağ Enerjisi
(kJ/mol)
360
736
1072
347
611
837
163
418
946
63
Örnekler:Bağ uzunluğu ve Bağ Dayanıklılığı
7. Periyodik tabloyu kullanarak, bağ uzunluğu ve bağ
dayanıklığını azalan sırasına göre her birini
sıralayınız.
a. S—F, S—Br, S—Cl
b. C=O, C—O, CtO
64
Chapter 9 Notes
Metallik Bağlar
65
Metallik Bağlar: Elektron denizi modeli
Metallerde değerlik elektron sayısı az, değerlik orbital sayısı fazladır. Bu
• özellik sayesinde birden fazla metal atomu bir araya geldiklerinde değerlik
elektronları hem ait oldukları atomların boş değerlik orbitallerine hem de
komşu atomların eş enerjili boş
değerlik orbitallerine rahatlıkla
geçebilir. Böylece hareketli
– elektronlar adeta bir elektron
denizi oluşturur. Negatif yüklü
elektronların oluşturduğu elektron
denizi, metal iyonlarını bir arada
tutar. Pozitif ve negatif yükler
birb–
irine eşittir.
izde elektronlar hareket
terirler.
içi Metaller elektriksel
ı iletirler çünkü
elektronlar dağılmasına yardım
– Metaller dövünebilir ve
biçimlendirilebilir çünkü
atomlar arasındaki yerel bağlar,
metalin kolayca deforme
olmasına izin verir.
66