GENEL KİMYA I

sp hibritleşmesinde hibrit orbitaller doğrusal bir yönlenme gösterir ve bağ açısı 180 derece olur.

SF₆ oktahedral moleküler geometriye sahip ve flor atomları arasındaki açı 90^o'dir.

Benzen içerisindeki bir karbon atomu diğer karbon atomları ile bir çift bağ ve bir tek bağ, hidrojen atomu ile tek bağmaktadır. bağ açıları yaklaşık 120 derecedir ve hibritleşme sp²'dir.

CO₂'de karbon her iki oksijen atomu ile çift bağ yaparak 120 derecelik açıya sahiptir ve dipol moment sıfır olmaktadır.

CCl₄'de karbon atomları klor atomları ile tek bağ yapar, eş elektronegativiteden  dolayı bileşke moment sıfır olur ve toplam dipol moment sıfır olur.

H₂O ve NH₃ bileşiklerinde su için 2 amonyak için bir tane ortaklanmamış elektrondan dolayı toplam dipol moment sıfırdan farklıdır.

sp³d² hibritleşmesi gösteren XeF₄ bileşiğinde ksenon atomu 4 tane flor atomu ile bağ yapar ve 2 tane ortaklanmamış elektrona sahiptir. Bu sebeple şekil kare düzlemdir.

Bi 6. periyot ve VA grubu elementidir. Değerlik elektronları 6s²6p³ şeklinde dizilime sahiptir. O halde Bi için Lewis sembolü E şıkkıdır.

İyonik yapılarda iyonları bir arada tutan elektrostatik kuvvete iyonik (elektrovalent) bağ denir. Hidrojen (H₂), klor (Cl₂) ve brom (Br₂) moleküllerinde olduğu gibi aynı tür atomlar arasında olan kovalent bağa apolar kovalent bağ denir. Elektron çiftinin tek bir atomdan sağlanması halinde oluşan bağa ise koordine kovalent bağ denir. Elektronların bir atomdan diğerine aktarılmasıyla oluşan iyonik bağ ile elektron çiftlerinin atomlar arasında eşit olarak paylaşılmasıyla oluşan apolar kovalent bağ iki uç kimyasal bağlanmadır. Moleküllerdeki çoğu kimyasal bağlar bu iki uç bağlanma arasında yer alır ve bu tür bağa polar kovalent bağ denir. Aynı veya farklı iki atom bir elektron çiftini paylaşıldığında tekli bir kovalent (apolar veya polar) bağ oluşur. Atomlar iki veya üç elektron çiftini paylaştıklarında ise çoklu kovalent bağlar oluşur. Soruda verilen tanım koordine kovalent bağ tanımına aittir.

Moleküllerdeki ve çok atomlu iyonlardaki atomların yüklerinin tanımlanması için formal yük ve yükseltgenme sayısı gibi kavramlar geliştirilmiştir. Formal yük hesaplanırken şu formül kullanılır;

Formal Yük = Atomun değerlik elektron sayısı - [ortaklanmamış elektron sayısı + 1/2(bağ elektronları sayısı)]

Yukarıda verilen bileşikte N atomunun değerlik elektron sayısı 5’dir. Ortaklanmamış elektron sayısı 2’dir. Bağ elektron sayısı ise 6’dır. Bu durumda formal yük = 5-[2+1/2(6)]=0’dır.

Lewis kuramının temel prensipleri şu şekildedir: ● Kimyasal bağlanmada en dış kabukta yer alan elektronlar (değerlik elektronları) rol oynar. ● Bir atomun değerlik elektronlarından biri veya birkaçı atomlar arasında ortaklaşa kullanılabilir. Bu durumda oluşan bağa kovalent bağ denir. ● Elektronlar bir atomdan diğerine aktarılabilir. Bu durumda oluşan artı ve eksi yüke sahip iyonlar elektrostatik etkileşimle birbirlerini çekerler ve iyonik bağ oluşur. ● Elektronların bir atomdan diğerine aktarılmasında veya ortaklaşa kullanımında temel neden atomların değerlik elektronlarını sekize tamamlayarak soy gazlardaki gibi kararlı elektron dizilimine ulaşma istekleridir. Buna oktet kuralı denir. Doğru cevap E’dir.

Kovalent bağlar üçe ayrılır: Apolar kovalent bağ, polar kovalent bağ ve çoklu kovalent bağ.