organik kimya

GİRİŞ
B
ilimin temel direğinde kendimiz ve dünyamız hakkında bitmek tükenmek bilmez
merakımız vardır. Bizim şaşırdığımız şey binlerce yıl önce yaşamış atalarımız gibi
yaz gecelerinde parlayan ışıklar olmuştur.
Doğanın renkleri ve kokuları sonsuz çeşitliliğinin güç algılanan mesajıyla alakalıdır. Gözleri
bağlanmış şekilde orman içinde veya deniz kenarında olup olmadığımızı bile biliriz. Bizim
mucizemiz, bizim merakımızdır. Ateş nasıl ışık oluşturuyor? Çam ormanlarının güzel
kokusunu oluşturan maddeler nelerdir? Yazın yeşil olan yapraklar baharda nasıl kırmızıya,
turuncuya ve en sonunda sarıya dönerek düşerken neler olmaktadır?
ORGANİK KİMYANIN KÖKENİ
Dünyamızı anlamamız artarken, bu araştırma aracı olarak kimya bilimi, maddelerin
çalışması ve onların değişim yönlerinin ürerindeki araştırmalar on sekizinci yüz yıl
sonlarına kadar gelişme göstermiştir. Zaman içinde yakma çalışmaları yapan Fransız asil
zade Antonie Laurent Lavoisier ‘in önerisinde; havadan farklı bir madde, hava ile
yakıldığında onun bileşimini gösterebilecek olan anahtardır ve miktarı ölçüle bilen su,
karbon dioksit ve diğer maddelerin oluştuğunu ileri sürmüştür. Daha sonraki zamanlarda
Lavoisier’nin çalışmaları kimyanın iki branşı olmuştur. Birincisi doğada gözlenen
maddelerle ilgilenir veya yaşayan maddelerle ilgilenir ve organik kimya olarak
isimlendirilir. Diğer branş ise yaşamayan maddelerden türetilmiştir; mineraller ve bunlara
benzer maddelerle uğraşır. Bu branşa in organik kimya denir. Karbon içeren doğal
kaynaktan gelen bileşikler organik kimyanın konusudur ve organik kimyanın yeni tanımı;
“organik kimya karbon bileşikleri ile çalışan bir bilimdir” şeklindedir. Bu tanım hala
kullanılmaktadır.
BERZELIUS, WOHLER VE VİTALİZİM
On sekizinci yüz yıldan on dokuzuncu yüz yıla girerken Jons Jacab Berzelius bizim
jenerasyonumuza yol gösteren bilim adamlarından biridir. Berzelius ilaçlar üzerinde
öğrenim gören birisiydi, kimyanın farklı alanlarıyla geniş oranda ilgilendi ve çok sayıda
katkı yaptı. Doğal kaynaklardan gelen bileşiklerle yapılan çalışmalar için ilk 1807’de
‘organik kimya’ terimini kullanmıştır. Berzelius zamanındqaki diğer kişiler gibi vitalizim
olarak bilinen doktrine önderlik etmiştir. Vitalizim, yaşamayan sistemlerde var olmayan
bir ‘yaşam gücüne’ yaşayan sistemlerin sahip olduğu inancıdır. Doğal kaynaklardan çıkmış
(organik) bileşikler inorganik bileşiklerden tamamen farklı olabileceği düşünülmüştür.
1
Journal of Chemical
Education’nun 1957 Mart
sayısında ‘Wöhler ve Hayat
Gücü’ (pp. 141-142)
vitalizim öğretisinin
Wöhlerin deneylerini nasıl
etkilediği açıklanmaktadır.
Wöhlwerin çalışmalarının
önemi en erken aynı
derginin 1996 Ekim
baskısından görülmüştür.
İnorganik bileşiklerin laboratuarda sentez edile bileceği, ama organik bileşiklerin inorganik
materyallerden başlanarak sentez edilemeyeceğine inanılmaktaydı.
1923’te Friedrich Wohler Almanya’daki medikal çalışmalarını tamamladığı ilk sıralarda
Berzelius’un çalışmaları için Stockhlm’e ziyaret yapmıştır. Bir yıl sonra Wohler kimya
öğrenimindeki pozisyonunu kabul etmiş ve Berlin ‘deki araştırmalara katkıda bulunmuştur. Ayrı
bir kariyer yapmak için Götingen Üniversitesinde yıllarını harcamıştır. Ama en iyi hatırlanan kısa
makalesini 1828’de yayınlamıştır. Wohler şunu söylemiştir; sulu amonyum siyanat çözeltisinin
suyu uçurulduğunda renksiz bir inç genişliğinde daha uzun kristaller gözlenir. Bu madde
amonyum siyanat değildir ama üreye dönüşmüştür.
Amonyum siyanat
(bir inorganik billeşik)
Üre
(bir organik billeşik)
Wörrier tarafından gözlenen transformasyon inorganik bir tuz olan amonyum siyanat ürinden
kolayca izole edilebilen, organik madde olarak bilinen üreye kolayca çevrilir. Bu deney vitalizim
filozofisinin ilk dönüşüm aşamalarında bir kilometre taşı olmuştur. Laboratuarda bir inorganik
başlangıç maddesinden organik bir bileşiğin sentezi vitalizim dogmasını temelden zedelemiştir.
Vitalizim akılda kalan yerini değiştirememiştir. Wohlerwitwlizim teorisi ile kendi keşiflerinin
bağlantısını göz önüne alırken aşırı iddalı olmamıştır, ama fikirleri bir sıralama oluşturmuştur ve
vitalizim dışında gelişen yeni jenerasyon organik kimyanın temellerini atmasını sağlamıştır. Bu
deney hakkında Wohler ve onun akıl hocası Berzelius’u heyecanlandırmış görünen şey bu deney
ile bu deney ile vitalizim arasında çok az bağlantı olmasıdır. Berzelius benzer elementsel bileşime
sahip açıkça farklı maddeler ile ilgilenmiştir. Bunları tanımlarken izomerizm tanımını kullanmıştır.
CH4N2O formülüne sahip (amonyum siyanat) bir inorganik bileşik izomerizmin kavramsal olarak
önemli bir kısmını oluşturan benzer moleküler formüle sahip bir organik bileşiğe (üreye)
dönüşebilmesidir.
Lavoisier 1943 Fransız posta pulunsa
portrelenmiş
1979 İsveç posta puluyla şereflendirilmiş
Alman posta pulu ürenin molül modeli ve
Wohlerin ölümünün yüzüncü yılı anısına
1982'de yayınlanmıştır
YAPISAL TEORİ
İzomerizmin kavramından çıkılarak yapısal teorinin kökenini çizebiliriz. Atomun mükemmel
düzenlenmesi fikri maddeyi eşsiz şekilde tanımlar amonyum siyanat ve üre farklı bileşiklerdir
çünkü farklı yapılara sahiplerdir. Bazı derecelerde yapısal teori zaman içinde gelişmiş bir teoridir.
Üç bilim insanı bir birinden habersiz elementler için elementler için yapısal teori önermişlerdir;
August Kekule, Archibald S. Couper ve Aleksander M.Butlerov.
Giessendeki üniversitede eğitim yapan August Kekule’nin mimari öğrencisiydi. Kekule’nin
kimyaya katkısı moleküllerin mimari tanımı yoluyla oluşturmasıdır. Diğer ikisi Kekule’nin
tamamen benzer çalışmasını yapmışlardır. Deneysel bilginin kıritik değerlendirme ve atomların
özel şekilde toplanmaları ile vucüt bulan moleküller için bir görsel öğe oluşturmuştur. Kekule
teorisinin önemli olan özelliği karbon normal şekilde dört bağ oluşturması olmuştur ve uzun
zincirli diğer yapılarda diğer karbonlarla bağ yapma kapasitesi olmuştur. Bu teori
1858’de Heidelberg’de öğretmenlik yaparken geliştirmiş ve sunmuştur. İzomerler
mevcuttur çünkü benzer elementsel bileşim (söylediğimiz gibi CH4N2O genel
moleküler formülüne sahip amonyum siyanat ve üre gibi) bir tek atomsal ve bağ
yapısı örneğinden daha fazlasını uygun şekilde sunabiliriz.
Ondan kısa zaman sonra fakat Kekule’den bağımsız olarak Archibald S. Couper,
Paris’teki Ecole de Medicine ‘eki Chorles-Adlphe Wurtz laboratuarlarında çalışırken
ve Rusya’daki Kazan üniversitesinde Rus kimyacı Aleksander Autlerov benzer teorileri
ileri sürmüşlerdir.
YAPI VE REAKTİFLİĞİN ELEKTRONİK TEORİSİ
On dokuzuncu yüz yılın sonları ve yirminci yüz yılın başlarında yapılan atomun doğası
hakkındaki keşifler daha temel kaynaklarda moleküler yapı ve bağlanmanın teorisi ile
yer değiştirmiştir. Bağlanmanın kuvvetlerinin anlaşılmasına çalışılırken atomik
bağların basitçe tanımlanmasından yapısal fikirler geliştirilmiştir.
1916’da Berkeley’deki Kalifornya Üniversitesinin Gillbert N. Lewis paylaşılmış
elektron çifti terimi ile kovalent bağlanma tanımlanmıştır. Kalifornya teknoloji
enstitüsünde Linus Pouling Lewis’in fikirlerini temel alan daha sofisdike bir bağlanma
gösterimini sonradan ince şekilde işleyerek ortaya koymuştur ve kavramsal olarak
sözü edilen rezonans teorik fiziğin kuantum mekaniksel işlemlerinden doğmuştur. İlk
olarak kimyacılar bağlanmanın temel prensiplerinin değerini öğrenmişlerdir. Sonraki
aşamalarda kimyasal reaksiyonların nasıl oluştuğunu anlar hale gelmişlerdir. Bu
alanda ilk çalışmalar çok önemli düzeyde Britanya’daki iki organik kimyacı tarafından
sağlanmıştır. Sör Robert Robinson ve Sör Kristofer Ingold. Öğretmen pozisyonunda
her ikisi de bulunmuştur. Ingold Londra kolej üniversitesinde iken Robinson
Oksford’da kariyerini yapmıştır.
Robinson öncelikle doğal ürünlerin kimyasıyla ilgilenmiştir, teorinin akılda kalması ve
kavranmasını sağlamıştır. Lewis yapısal teorisinin temel elementlere uygulanmasını
sağladı ve kimyasal değişimin elektronlara odaklanarak anlaşılabileceğini önermiş ve
kimyasal transformasyona bunu uygulamıştır. Etki olarak Robinson elektronlara
bakarak organik reaksiyonları analiz etmiş ve atomların hareketini anlamıştır. Çünkü
atomlar sadece elektronlarını taşımakta ve aktarmaktadırlar. Ingold fizikokimyanın
kantitatif metotlarını organik reaksiyon çalışmalarına uygulamıştır. Öyle ki ardı
arkasına gerçekleşen olayları daha iyi anlamada mekanizma terimi kullanılır, bu
olaylarda bir organik madde verilen şartlar altında ürüne çevrilir.
Elementel reaksiyon mekanizmasının şu anki anlaşılan yapısı gayet iyidir. Organik
kimyanın temel reaksiyonlarının çoğu başlangıç materyalinin ürüne dönüşmesi
sırasında oluşan ara hallerin bağıl açık resimlerine sahip olduğumuz dereceler halinde
dikkatlice incelenmiştir. Yaşayan sistemlerde oluşan reaksiyon mekanizmalarının
prensipleri aydınlatılmaktadır. Bir diğer yandan önemli sorular cevaplanmayı
beklemektedir.
ORGANİK KİMYANIN ETKİLERİ
Çoğu organik bileşik bilinmektedir ve tarih öncesi kültürler tarafından
kullanılmaktaydı. Çok bilinen insan toplulukları etil alkol içeren bitkileri üretmişler ve
kullanmışlardır. Şarapta asetik asit oluşunca sirkeye dönüşümünü gözlemlemişlerdir.
Erken dönem Çin uygarlıkları hastalıkların tedavisi için doğal materyalleri aşırı şekilde
kullanmışlardır ve bitkisel özlerden ma huang isimli ilacı yapmaktaydılar. Bu ilaç
uyarıcıdır ve kan basıncını yükseltir. Şimdi biliyoruz ki epihedrin içeren bu ilaçlar,
adrenal bezler tarafından salgılanan hormon, adrenaline yapısal ve psikolojik
aktivitede benzer organik bileşiklerdir. Hastalıkların tedavisi için bu gün kullanılan
bütün ilaçlar organik bileşiklerdir, bunların bazıları doğal kaynaklardan, diğerleri ise
sentetik organik kimyanın ürünleridir.
Kekulenin portresi ile
benzenin yapısının çizimini
birleştiren 1968 Alman
posta pulu.
Kazan Üniversitesi on
dokuzuncun yüzyıl
organik kimyasının
gelişmesine birçok katkı
sağlamıştır. Bu katkılar
Journal of Chemical
Education’nın 1994 Ocak
ve Şubat yayınında (pp.
39-42 ve 93-98) iki başlık
altında sunulmuştur
Linus Pauling 1977 Volta
pulunda portrelenmiştir.
Kimyasal formüller
benzenin iki rezonans
formunu ön
görmüştür ve nükleer
silah testlerini
sınırlamada Paulig’in
çabalarını arkada
sembolize etmektedir.
Penesilinin keşfi
Sör Alexander
Fleming iki pulda
görülmektedir.
Bu 1981 Macar
yayını Flemingin
görünüşünü ve
penesilinin
yapısal
formülünü
içermektedir.
Trian moru için
daha fazla bilgi
isterseniz Kasım
2001 Journal of
Chemical
Education, sayfa.
1442-1443
yayınındaki
Doğada ve
Laboraturda
indigo ve Trian
moru başlığı
altında inceleye
bilirsiniz
2500’lerde Hindistan’da indigo koyu mavi kumaş boyası olarak kullanılmaktaydı. Fenikeliler ilk
zamanlarda büyük hacimlerdeki eflatun boya yapımını keşfetmişlerdir. Triyan moru Akdeniz
salyangozundan ekstrakte edilir. Renginin güzelliği ve kıtlığı onun kırallığın rengi olarak ortaya
çıkmasına neden olmuştur. William Henry Perkin 18 yaşında bir öğrenci iken 1856’da boya
üzerinde gerçekleşen ani devrimin olması ile koyu mor rengi hazırlamanın daha basit bir yolunu
bulmuştur, bu boyaya mauveine adı verilmişti, kömür katranından ekstrakte ediliyordu. Bu diğer
sentetik boyaların araştırılmasına ve endüstri ile kimyasal araştırmalar arasındaki kalıcı bağlantıyı
ortaya koymuştur.
Harverd Üniversitesinden E.I. Du Pont De Nemours & Company lured Professor Wallace H.
Carothers direkt araştırma departmanında 1928’de oluşturduğu bilinen sentetik fiber
endüstrisidir. Birkaç yıl içinde Carothers ve onun arkadaşları ilk sentetik fiber olan nylonu ve lastik
katkı maddesini üretmişlerdir. Sentetik fiberler ve elastomerler her ikiside çağdaş endüstrinin
önemli ürünleridir. 1920’lerin ortalarında akla gelen her şeyin arkasında ekonomik büyüme
vardır.
BİLGİSAYAR VE ORGANİK KİMYA
Bilimin bilindik düzenlenmesi fizik ve kimya arasında yer alır; ki bunlar yüksek derecede
matematikseldirler ve biyoloji yüksek derecede tanımsaldır. Kimyanın alt bir dalı olan organik
kimya; moleküler yapılar, reaksiyonlar ve sentezlerin kantitatif bakış açılarına önem vermekle
tanımsal olmaktansa daha az matematiseldir. Kimyaya bilgisayar uygulamalarının ilki bağlanma
teorisinin daha kantitatif açıları ile bağlantılı olan hesaplamaları ve data analizlerinin ana
çerçevelerini güçlendiren sayısal dönüm noktalarının avantajlarını sağlamıştır. Son zamanlarda
organik kimyacılar moleküllerin diğer moleküllerle etkileşimini değerlendirirken ve üç boyutsal
nesneler gibi molekülleri görselleştirmede iyi çalışan mini bilgisayarlar, çalışma istasyonları ve
kişisel bilgisayarların grafiksel kapasitelerini bulmuştur. Mesela yapısı bilinen bir protein ve onun
üzerinde rol oynayan ilaç bilinen yapıda verildiği zaman, moleküler modelleme yazılımıyla bu iki
molekülü bir arada işlem yaptırarak farklı yollarla değerlendirme yaparız. Bu gibi çalışmalar ilaç
etkileşimlerinin mekanizması hakkında bilgi sağlaya bilir ve büyük oranda amaca hizmet eden
yeni ilaçların geliştirilmesinde yol gösterebilir. Organik kimya uygulamalarına bilgisayarların
katkısı şuanda önemli derecede gelişmektedir ve sonraki bölümde çok sayıda inceleme yapacağız.
KARŞITLIKLAR VE UYGUNLUKLAR
Bir çok ülke posta
pullarında kendi
kimya
endüstrilerini
gösteermişlerdir.
Bu posta pulunda
1971 Arjantin
görülmektedir.
Bu yüzyılda organik kimyanın büyümesine yapılan katkıların anası ucuz başlangıç maddelerinin
elde edilebilir olmasıdır. Büyük moleküllerin inşası için petrol ve doğalgaz inşa blokları
sağlamaktadır. Petrolden elde edilen organik kimyasallardan yapılan çoğu ilaç, plastikler,
sentetik fiberler, filmler ve elastomerler bu günkü hayatımızın zenginliği, petrokimyasallardan
gelen materyallerdir. Eksik ve yetersiz tedariğin bulunduğu bir çağa girerken bizim gelecekteki
toplumumuzun seviyesini belirlemede petrol her zamankinden daha fazla kullanılacaktır.
Enerjinin alternatif kaynakları, özellikle taşıma için bugünkü araba motorlarında yakılan
petrokimyasallara çevrilen, bugün sınırlı olan petrol fraksiyonlarının yerini alacaktır. Daha temel
seviyelerde kimya endüstrisindeki bilim insanları moleküllerin inşa malzemesini üretimde karbon
kaynağı olarak karbon dioksitin kullanımı için yollar planlamaktadırlar.
Kimya endüstrisindeki çok önemli proseslerin çoğu katalizörlerin varlığında ortaya konmaktadır.
Katalizörler özel bir kimyasal reaksiyonun hızını artırırlar ama reaksiyon sırasında harcanmazlar.
Yeni katalizörler için yapılan araştırmada biyokimyadan büyük fikirler öğrenebiliriz. Yaşayan
organizmalardaki kimyasal reaksiyonların çalışmalarından bunları izleyebiliriz. Birkaç milyon kere
hızı artırılmış reaksiyon genelde enzim yokluğunda gerçekleşen bazı reaksiyonlar ile enzim
katalizli reaksiyon karşılaştırmasıdır. Birçok hastalık normal metabolizma ile etkileşimde bulunan
enzimin yokluğunda oluşur.
Final analizde hastalığın etkili tedavisi moleküler seviyedeki biyolojik proseslerin anlaşılmasını
gerektirir; subsutrat, ürün ve subsutratı ürüne çevirecek olan mekanizmanın anlaşılması gerekir.
Biyolojik proseslerin anlaşılmasının avantajı çok büyüktür. Canlı sistemlerin kompleksliği
yüzünden bu çalışma alanının sadece yüzeyinde gezine bilmekteyiz. Spektral adımlar geçen birkaç
yıl içinde genetik alanında atılmıştır. Biyolojinin genel bir alanı olarak görülen genetik kimyager
olarak bilim insanları tarafından moleküler seviyedeki çalışmaları gittikçe artmaktadır. Gen
bağlama teknikleri ve DNA’nın özel moleküler yapısını belirlemek için metotlar ilerdeki bilimsel
evrimin sürücü araçlarından iki tanesidir. Yerine göre günlük yaşamımıza çok büyük
katkıları bulunan, yerine göre mantık bilimiyle görebileceğimiz şeylerde bulunan hiçbir
zaman uygulamasını yapmayacağınız önemli bilgilerle alakalı sorularla karşılaştığınızda
organik kimyaya çalışıyorsunuz demektir.
DNA çift
sarmalı 1964
İsrail Posta
pulunda
resmedilmiştir.
KARBON NEREDEN GELDİ?
Büyük patlama teorisi doğrultursunda evren; inanılmaz derecede yoğunlukta (1096g/cm3), inanılmaz derece sıcak
(10 K), tüm maddeleri içeren küre 12 milyon yıl önce patlayarak evreni oluşturdu. Büyük patlamadan 100s sonrasına
kadar proton ve nötronlardan daha fazla kütleli cicsm bulunmamaktaydı. Sonra sıcaklık 109K sıcaklığına düştü, bu
sıcaklık protonun nötronla birleşip helyum çekirdeğini vermek için yeterlidir.
32
İki nötron
İki proton
Helyum çekirdeği
Helyum çekirdeğinin oluşması için uygun şartlar sadece birkaç saat içinde oluştu ve evren yaklaşık bir milyon yıl
için çoğu kimyasal olay olmaksızın genişlemeyi sürdürdü.
Evren genişlerken, soğudu ve pozitif yüklü protonlar ve helyum çekirdekleri hidrojen ve helyum atomlarını
vermek üzere elektronlarla birleşti. Hidrojen ve helyum beraber evrenin kütlesinin %99’u ve onların atomları ise
%99.9’u idi. Hidrojen en bol bulunan elementtir; evrendeki atomların %88.6’sı hidrojen ve %11.3’ü helyumdur.
C12 çekirdeği
İki helyum
çekirdeği
Uzayın bazı bölgeleri diğer bölgelerinden daha yüksek yoğunluğa sahiptir, büyük patlamadan sonra yeterince
yüksek düzeyde genişleyen ve soğuyan bölgeler bu şekilde olmaktadır. Kütlesel çekim bir araya gelen maddesel
bulutları oluşturur ve onların sıcaklığı artar. Büyük patlamadan sonra hidrojeni helyuma dönüştüren nükleer füzyon
ile sıcaklık 109K düşürür. Benzer nükleer füzyonlar madde bulutları kütlesel çekimler ile bir araya geldiğinde oluşan
107K sıcaklığında da görülür ve gaz küreleri yıldız haline gelir. Yıldızlar genişler, hidrojen tükendiğinde daha fazla veya
daha düşük kararlı hale ulaşılır ve ısınma sürer. Yıldızlar bağıl olara sabit büyüklüklerini korurular ama merkezleri
helyum yönünde zenginleşir. Hidrojenin %10’u tükendikten sonra oluşan ısının miktarı yıldızın büyüklüğünü sabit
tutmaya yetersizdir ve onlar büzülmeye geçerler. Yıldız küçülürken helyumca zengin bölgenin sıcaklığı artmaya başlar
ve helyum çekirdekleri karbon oluşturmak üzere eriler.
12
C’nin bir helyum ile füzyonu 16O’yu verir. Nihayet helyum tükenir ve kütlesel çekim merkezi büzüşmeyi doğurur
ve merkezin sıcaklığı öyle bir noktaya artar ki farklı füzyon reaksiyonları nihayet ağır çekirdekler verir.
Bazen de bir yıldız süpernova da patlar, yıldızlar arası boşlukta enkazlar oluşturur. Bu enkaz yıldızın yaşamı
sırasında oluşmuş olan elementleri içerir ve bu madde bulutları kendi aralarında birleşerek yeni yıldızlar oluşturma
yoluna giderler. Bizim güneşimizin ikinci nesil bir yıldız olduğuna inanılmaktadır, sadece helyum ve hidrojen
içermemektedir, bahsedilen erken oluşmuş yıldızlar gibi oluşmuş elementleri de içermektedir.
Bu teori doğrultusunda dünya ve diğer gezegenler güneş dönerken arkasından gelen gazlardan (güneş nebulası)
yaklaşık 5 milyar yıl önce oluşmuştur. Güneşin merkezinden uzaklaşırken nebuladaki maddeler içi bölgeden daha
soğuktur ve bu yüzden büzüşür, ağır elementleri toplar ve bizim şimdi bildiğimiz güneş sistemini oluşturur.
Oksijen dünyada en çok bulunan elementtir. Yer kabuğu karbonatlar ve silikat kayaları yönünden zengindir,
okyanuslar neredeyse tamamen sudur ve oksijen bizim soluduğumuz havanın ellide birini oluşturur. Karbon doğal
bollukta elementler arasında sadece kırkıncıdır, ama insan vücudundaki bolluğu hidrojen ve oksijenini hemen
arkasından gelir. Karbonun kimyasal özellikleri yaşımın inşa bloklarını oluşturan hammadde olarak onu eşsiz
kılmaktadır. Şimdi bunların dışındaki kimyasal özelliklerine bakalım.
BÖLÜM 1
ÖZELLİKLERİ BELİRLEYEN YAPI
____________________________________________________________
Y
apı kimyadaki her şeyin temelidir. Bir maddenin özellikleri onon içerdiği atomlara
ve atomların bağlanma şekline bağlıdır. Daha az ortada olan şey hangisi daha
baskındır, kimya eğitimi almış bir kişinin fikri bir maddenin yapısal formülüne
bakar ve onun özellikleri hakkında bir çok şey söyleye bilir. Bu bölüm organik
bileşiklerdeki yapı ve özellikler arasındaki bağıntıyı anlamanız doğrultusunda idame
ettirilecektir. Moleküler yapı ve bağlanma üzerine Lewis bakış açısının bazı temel
prensiplerini inceleyeceğiz. Bu prensipleri uygulayarak organik kimyanın çalışmanız
içinde kullana bileceğiniz yapısal örnekler arasından hangisinin diğerinden daha kararlı
olduğunun farkına varmada ve yapısal bilgi ile bağlantısını belirlemede sizin vasıflarınızı
geliştirmeyi öğreneceksiniz. Yapı ve özellikler arasındaki anahtar eşitlik yapısal bakış
açısından asit-baz kimyasının temellerini inceliyerek gelişecektir.
ATOM, ELEKTRON VE ORBİTAL
Moleküllerdeki yapı ve bağlanmayı tartışmadan önce bazı temel atomik yapılara bakalım.
Her element çekirdeğinde bulunan proton sayısına eşit olan, benzersiz atom numarası Z
ile karakterize edilir. Nötral atom pozitif yükler olan protonların sayısı negatif yükler olan
elektronların sayısına eştirt.
Elektron keşfedildiği 1879 tarihinden 1924’e kadar parçacık olarak kabul edilmekteydi,
bu tarihte Fransız fizikçi Louis de Broglie elektronun dalgaya benzer özellikler
gösterdiğini ilan etmiştir. İki yıl sonra Erwin Schrodinger bir sonraki adımı attı ve elektron
dalga özellikleri gösteriyormuş gibi eşitliklerde ele alarak hidrojen atomundaki bir
elektronun enerjisini hesaplamıştır. Tek bir enerji yerine Schrodinger elektron dalgasının
faklı matematiksel tanımlamalarına karşılık gelen, enerji seviyeleri serisi elde etmiştir. Bu
matematiksel tanımlamalar dalga fonksiyonu olarak isimlendirilir ve Latin baş harfi
Ψ(psi) ile sembolize edilir.
7
Şekil 11 1s orbitalindeki
elektronlar için dağılım
olasılığı 2
Heisenberg belirsizlik ilkesi doğrultusunda elektronun tam olarak yerini söyleyemeyiz ama
onun çoğunlukla zaman geçirdiği yeri söyleye biliriz. Bir atom çekirdeğinde bağıl parçacık
alanında elektronun bulunma olasılığı o noktada dalga fonksiyonunun karesiyle verilir (Ψ 2).
Şekil 1.1 bir hidrojen atomunun düşük enerjili (çok kararlı) halinde farklı noktalardaki
elektronun bulunma olasılığını göstermektedir. Bir bölgedeki rengin koyuluğu yüksek olasılığı
gösterir. Özel bir noktada elektronun bulunma olasılığı çekirdek civarında büyüktür ve
çekirdekten uzaklık arttıkça düşmektedir ama asla sıfır olmaz. Genellikle şekil 1.1’i elektronun
dışa doğru yayılma olasılığına verdiğimiz önemi belirterek “elektron bulutu” olarak
nitelendiririz. Yinede dikkatli olun. Bir hidrojen atomu “elektron bulutu”, birsürü nokta
topluluğu olarak çizilmesine karşın sadece bir elektronu resmetmektedir.
Dalga fonksiyonları orbitaller olarak da isimlendirilirler. Kolaylık için kimyacılar birkaç farklı
yolda orbital terimini kullanırlar. Şekil 1.1.’deki gibi bir çizim çoğunlukla bir orbitali resmettiği
söylenir. Bu bölümde diğer çizim çeşitlerine de bakacağız ve onları tanımlarken de orbital
terimini kullanacağız.
Orbitaller büyüklükleri, şekilleri ve yönelimsel özellikleri ile sınıflandırılarak tanımlanırlar.
Şekil 1.1. deki görülen gibi küresel simetrik olanlar ‘s’ orbitalleri olarak isimlendirilir. ‘s’ harfi,
kabuksal bir özellik olan baş kuantum sayısı “n” (n=1,2,3… gibi) ile önde bulunur ve orbitalin
enerjisi ile ilgilidir. 1s orbitalindeki bir elektron çekirdeğe çok yakın olarak bulunur, enerjisi
çok düşüktür ve 2s orbitalindeki bir elektrondan daha kuvvetli tutulur.
Olasılık dağılımı yerine 1s ve 2s orbitalleri için şekil 1.2.’de görüldüğü gibi orbitallerin sınır
yüzeyleri ile, orbitalleri resmetmek daha geneldir. Bir elektronun bulunma olasılığının yüksek
olduğu- %90-95 düzeninde olduğu yer temas yüzeylerine yakın olan bölgelerdir. Türetilen
yapıdan çıkarılan bulanabilirlik dağılımına benzer şekilde, temas yüzeylerinin şekli çoğunlukla
bir orbitalin çizimi olarak nitelendirilir.
Bir hidrojen atomu (Z=1) bir elektrona sahiptir; helyum atomu (Z=2) iki elektrona sahiptir. Tek
elektronlu hidrojen 1s orbitalini doldururken, iki elektronlu helyum atomu da 1s orbitalini
doldurur. Bunların elektron konfigürasyonu
Hidrojen; 1s1
Helyum; 1s2
dir.
Negatif yüke ek olarak, elektronlar spin özelliklerine sahiptirler. Bir elektronun spin kuantum
sayısı ya -1/2 dir yada +1/2 değerine sahiptir. Pauli dışlama prensibi doğrultusunda, iki
elektron sadece ters spinlere sahip olduklarında veya spin çifti olduklarında aynı orbitali
doldurabilirler.
Şekil 1.2. 1s ve 2s orbitallerinin temas yüzeyleri. Temas yüzeyleri
elektronun bulunma olasılığının % 90-95 olduğu kapalı hacimlerdir.
Bu durum doğrultusunda bir orbitalde ikiden fazla elektron bulundurulamaz, iki elektron 1s
orbitalini doldurduğu için, Lityumdaki (Z=3) üçün elektron daha yüksek enerjili olan bir
orbitali doldurmalıdır. 1s den daha sonraki yüksek enerjili olan orbital 2s’dir. Lityumdaki
üçüncü elektron bu yüzden 2s orbitalini doldurur ve lityumun elektron konfigürasyonu;
Lityum; 1s22s1
dir.
Periyodik tablonun periyodu en yüksek sayılı doldurulmuş orbitalin baş kuantum
sayısına karşılık geldiği elementler bir peryotta (veya sırada) bulunur(n=1 helyum ve
hidrojene karşılık gelir). Hidrojen ve helyum ilk sıra elementidir, lityum (n=2) ikinci sıra
elementidir.
Berilyum (Z=4) ile 2s seviyesi doldurulmuş hale gelir ve sonraki orbitaller doldurulmaya
devam edilir ve kalan ikinci sıra elementleri 2px, 2py ve 2pz orbitallerini kapsar. Bu üç
orbital (şekil 1.3.) eşti enerjilidir ve “halter şekli” olarak tanımlanan sınır yüzeyleri ile
karakterize edilirler. Her bir orbital iki ‘lop’ içerir ve farklı bölgesel renkler ile şekil
1.3.’te gösterilmektedir. Tek bir orbitalin bölgeleri, bu durumda, her 2p orbitali için
dalga fonksiyonun işaret değiştirdiği ve elektron bulunma olasılığının sıfır olduğu
yerlerde düğüm yüzeyleri ile ayrılmış olmalıdır.
İlk 12 elementin elektron konfigürasyonu, hidrojenden magnezyuma tablo 1.1’de
verilmektedir. 2p orbitallerinin bulunmasında, herhangi birini doldurmadan önce her
birini tek-tek doldurmaya dikkat etmelisiniz. Eşit enerjili orbitaller için genel prensip
Hunt Kuralı olarak bilinir. Tablo 1.1’de hidrojen, karbon, azot ve oksijene özellikle önem
verilir. Sayısız organik bileşik azot, oksijen veya bunların her ikisine ek olarak karbon
içerir ve bunlar organik kimyanın zorunlu elementleridir. Üstelik bunların çoğu hidrojen
de içerir.
Çoğunlukla bir atomun Valens elektronlarından konuşmak daha uygundur. Bunlar en
dış kabuk elektronlardır, kimyasal bağlanmada ve reaksiyonlarda daha çok bunlar
kullanılır. İkinci sıra elementleri için bunlar 2s ve 2p elektrolarıdır. Dört tane orbital (2s,
2px, 2py, 2pz) kullanıma hazır olduğu için ikinci sıra elementlerindeki Valens
tabakasındaki elektronların maksimum sayısı 8 dir. Ne’un tüm 2s ve 2p orbitalleri çift
olarak doldurulmuştur, sekiz Valens elektronu vardır ve periyodik tablonun ikinci
sırasını tamamlar.
Problem 1.1. Karbonun kaç tane Valens elektronu vardır?
Şekil 1.3 2p orbitallerinin temas yüzeyleri. Dalga fonksiyonu merkezde işaret değiştirir. Her bir
orbitalin iki yarısı farklı renkle gösterilmiştir. yz düzlemi 2px orbitalinin düğüm düzlemidir. yz
düzleminde 2px elektronlarının bulunma olasılığı sıfırdır. Aynı şekilde xz düzlemi 2py orbitali için
düğüm düzlemidir. ve xy düzlemi 2pz orbitali için düğüm düzlemidir.
Bir orbitalin karşıt
bölgelerini
göstermede diğer
metotlar kullanılırken
dalga fonksiyonu
işaretdeğiştirir. Bir p
orbitalinin bir
lobunun işareti + iken
diğerininki - dir. Bir
lop diğerinin ayna
görüntüsüdür ve
diğerinin başluğuna
izinverir. Eğer
bukadar detay
zorunlu değil ise iki
lop arasında fark
yoktur.
Tablo 1.1
Element
Hidrojen
Helyum
Lityum
Berilyum
Bor
Karbon
Azot
Oksijen
Flor
Neon
Sodyum
Magnezyum
Periyodik Tablonun İlk On İki Elementinin Elektron Konfigürasyonu
Gösterilen orbitaldeki elektronların sayısı
Atom
1s
2s
2px
2py
2pz
numarası Z
1
1
2
2
3
2
1
4
2
2
5
2
2
1
6
2
2
1
1
7
2
2
1
1
1
8
2
2
2
1
1
9
2
2
2
2
1
10
2
2
2
2
2
11
2
2
2
2
2
12
2
2
2
2
2
3s
1
2
2s ve 2p orbitalleri bir kere doldurulduğunda sonraki seviye 3s ve arkasından 3px, 3py ve 3pz orbitalleri
doldurulur. Bu orbitallerdeki elektronlar 2s ve 2p orbitallerindekinden çekirdekten daha uzaktadırlar
ve daha yüksek enerjilidirler.
Problem 1.2.İhtiyacınız olduğunda periyodik tabloya başvurarak üçüncü periyottaki tüm
elementler için elektron konfigürasyonunu yazın
ÖRNEK ÇÖZÜM; üçüncü sıra elementleri sodyumla başlar ve argonla sonlanır. Sodyumun
atom numarası 11 dir ve sodyum atomu 11 elektrona sahiptir. 1s, 2s,ve 2p orbitallerindeki
maksimum elektron sayısı on dur ve sodyum on birinci elektronu 3s orbitalini doldurur.
Sodyumun elektron konfigürasyonu; 1s22s22px22py22pz23s1 dir.
İkinci sıradaki Neon ve üçüncü sıradaki Argon Valens tabakalarında sekiz elektron bulundururlar ve
bunlara oktet elektronlarını doldurmuş denir. Helyum neon ve argon soy gazlar veya seyrek gazlar
olara bilinen element sınıfına mensupturlar. Soy gazlar aşırı şekilde kararlı olan ‘kapalı kabuk’ elektron
konfigürasyonu ve çok dereaktif olmalarıyla karakterize edilebilirler.
Yapı özellikleri belirler ve bir atomun özellikleri atomik yapısına bağlıdır. Bir elementin tüm protonları
onun çekirdeğindedir ama elementin elektronları çekirdekten farklı uzaklıkta bulunan ve farklı
enerjilere sahip orbitallere dağılıştır. Her şeyden daha önce bir elementin nasıl davranış gösterdiğini
anlamadan önce elektron konfigürasyonuna bakmalıyız. Sonraki bölüm iyonik bağlanmanın kısa bir
incelenmesi ile gösterilecektir.
İYONİK BAĞLAR
Atomlar başka atomlarla birleşerek kendisini oluşturan atomlardan farklı özelliklere sahip yeni
bileşikler verirler. Bileşikteki atomlar arasında çekici kuvvet kimyasal bağdır. Kimyasal bağın bir çeşidi
iyonik bağ olarak isimlendirilir, karşıt yüklü türler (iyonlar) arasındaki çekim kuvveti söz konusudur
(şekil 1.4). İyonlardan pozitif yüklü olanlar katyonlar ve negatif yüklü olanlar anyonlardır.
(Systeme
International
d'Unites)SI enerji
birimi juldur(j). Bir
diğer birim
kaloridir (cal). Çoğu
organik kimyacı
hala enerji birimini
mol başına kalori
olarak
aktarmaktadır.
(1kcal/mol=4.181kj
/mol).
Şekil 1.4 Bir iyonik bağ karşıt yüklü iyonlar arasındaki çekim kuvvetidir. Katı
+
NaCl’nin kristal örgüsündeki her Na iyonu (sarı) altı Cl iyonu (yeşil) ile
çevrelenerek iyonik bağ sağlamaktadır.
Bir iyonik bağdaki katyon veya anyonun kaynağı olarak bir elementin davranıp
davranmayacağı birkaç faktöre bağlıdır, buna bakarken periyodik tablo yol gösterici
olabilir. Bir iyonik bileşiğin oluşmasında tipik olarak periyodik tablonun sol tarafındaki
elementler elektron kaybeder ve kendisine en yakın soy gazın elektron
konfigürasyonuna benzeyen katyonu verirler. Mesela sodyumdan bir elektronun kaybı
neona benzer elektron konfigürasyonuna sahip Na+ ‘yı verir.
Sodyum atomu
1s22s22p63s1
Sodyum iyonu
1s22s22p6
Elektron
İyonizasyon enerjisi olarak isimlendirilen büyük miktardaki enerji bir atomdan bir
elektronu uzaklaştırmak için atoma verilmelidir. Mesela sodyumun iyonizasyon enerjisi
496kj/mol (119kcal/mol) dür. Enerji absorplayan prosesler endotermik olarak söylenir.
Diğer elementlerle karşılaştırıldığında sodyum ve onun bağlı olduğu IA gurubu bağıl
olarak düşük enerjilidir. Genelde iyonizasyon enerjisi periyodik tabloda bir sırada
ilerlerken artmaktadır.
Periyodik tablonun sağındaki elementler bir sonraki soy gaz elektron konfigürasyonuna
ulaşmada elektron kazanma eğilimindedirler. Mesela klora bir elektron eklenmesi soy
gaz olan argonun kapalı kabuk elektron konfigürasyonuna benzer olan Cl - anyonunu
verir.
Klor atomu
1s22s22p63s5
Elektron
Klor iyonu
1s22s22p63s6
Klor atomu bir elektron yakaladığında enerji yayımlar. Enerji yayımlayan reaksiyonlar
ekzotermik olarak tanımlanır ve bir ekzotermik proses için enerji değişimi negatif
işaretlidir. Bir atoma bir elektron eklenmesi için enerji değişimi elektron affinitesi olarak
adlandırılır ve klor için -349kj/mol (-83.4kcal/mol) dür.
Problem 1.3. Aşağıdaki iyonların hangisi soy gaz elektron konfigürasyonuna sahiptir?
a. K+ b. He+ c. H- d. O- e. F- f. Ca2+
ÖRNEK ÇÖZÜM; (a) potasyumun atom numarası 19’dur ve potasyum 19 elektrona
sahiptir. K+ iyonu, bu yüzden 18 elektrona sahiptir, soy gaz argona benzemektedir.
K+’nın ve Ar’nun elektron konfigürasyonu benzer şekilde 1s22s22p63s23p6 dır.
İyonik bağlanma
1916’da Alman fizikci
Walther Kossel
tarafından önerildi, bu
açıklama ile erimiş
sodyum klorürürün
elektriği iletmesi
açıklanmıştır. Kendisi
1910 yılında pysioloji
veya nükleoik asit
çalışmaları için
kullanılan ilaçlar
çalışmasıyla nobel
ödülü alan Albrecht
Kossel’in oğludur.
Sodyum atomundan klor atomuna bir elektronun transferi sodyum katyonunu ve klor
anyonunu oluşturur, her ikisi de soy gaz elektron konfigürasyonuna sahiptir.
Sodyum atomu
Klor atomu
Sodyum klorür
Sodyumun iyonizasyon enerjisi (496 kj/mol) klorun elektron affinitesi tersine (-349kj/mol)
eklersek tüm prosesin endotermik olarak ΔHo =+147kj/mol ile enerji değerine ulaşırız klora
bir elektron eklenmesiyle serbest bırakılan enerji sodyumdan bir elektronu uzaklaştırmak
için gerekli olan enerjiyi karşılamaya yeterli değildir. Bu analize üstelik karşıt yüklü Na+ve Cliyonlarının bir birini çekme kuvvetinde, ki o 500 kj/mol dür, eklersek tüm prosesi
ekzotermik yapmaya yetecek olan enerjiden daha fazlası vardır. Karşıt yüklü parçacıklar
arasındaki çekim kuvveti elektrostatik veya klombik çekimler olarak nitelendirilir ve bu iki
atom arasındaki iyonik bağ varlığı manasına gelir.
Problem 1.4. C+ ve C- ‘nin elektron konfigürasyonu nedir? Bu iyonların hangisi
soy gaz (kapalı kabuk) elektron konfigürasyonuna sahiptir?
İyonik bağlar inorganik bileşiklerde çok geneldir, ama organiklerde çok seyrektir. Karbonun
iyonizasyon enerjisi çok büyüktür ve karbonun C4+veya C4- iyonundan gerçekçi yapıya
karbon için elektron affinitesi çok küçüktür. Organik bileşiklerin milyonlarcasında karbonu
diğer elementlere bağlayan bağlar ne çeşittir? Elektron kazanmak veya kaybetmek yerine
karbon elektronlarını diğer elementlerle (içinde karbonunda bulunduğu) paylaşır, bunu
sağlayan bağa kovalent bağ denir.
KOVALENT BAĞLAR VE OKTET KURALI
Gilbert Newton Lewsi
(1875 Masacuses,
Weymont doğumlu
1946 Kalifornia
Berkeley ölümlü) en
büyük Amerikan
kimyacısıydı. Ocak
1984 Journal of
Chemical Education’da
Lewis’in yaşamı ve
kimyaya katkıları
başlıklı yazıları
içermektedir.
Kovalent yada elektron çifti paylaşımı olan kimyasal bağlanmanın modeli 1916’da
Kalifornya Üniversitesinde G.N. Lewis tarafından önerildi. Lewis şunu önerdi; iki hidrojen
atomunun sağaldığı iki elektronu paylaşılmasıyla her biri helyum atomunun kapalı kabuk
konfigürasyonu olan daha kararlı yapıya geçmesine izin verir.
Her biri tek elektrona
sahip iki hidrojen
atomu
Elektronlarını paylaşma
yoluyla kovalent bağ oluşur;
hidrojen molekülü.
Elektronların nokta olarak gösterildiği bu tip yapısal formüllere Lewis yapısal formülleri
denir.
Hidrojen molekülü H2’yi iki ayrık hidrojen atomuna ayrıştırmak için gerekli enerji miktarına
bu bağın disosiyasyon (parçalanma) enerjisi (veya bağ enerjisi) denir. H2 için bu
435kj/mol(104 kcal/mol) değeri ile yeterince büyüktür. H 2’deki kovalent bağın gerginliğine
ana katkı onun iki elektrona harcana bağlanma kuvvetlerinin artmasıdır. H2’deki her
elektron izole olmuş hidrojen atomlarındaki gibi tekinin etkisi altında olmaktansa iki
çekirdeğin çekim etkisi altındadır.
elektron konfigürasyonuna benzerdir.
Flor molekülü; elektron
paylaşılması yoluyla
kovalent bağ oluşur.
Her biri valens
tabakasında yedi elektron
bulunduran iki flor atomu
Problem 1.5. Hidrojen flüorürde hidrojen flora kovalent bağ ile bağlanmıştır.
Hidrojen flüorürün Lewis formülünü yazın.
Lewis modeli Valens kabuğunda toplam sekiz elektronu bulunan (paylaşılan artı
paylaşılmayan) ikinci sıra elementleri(Li, Be, B, C, N, O, F, Ne) ile sınırlıdır. Hidrojen isi ile
sınırlanır. Bu kitapta karşılaşacağınız elementlerin çoğu oktet kuralına uyar; oluşan
bileşikler kazanarak, kaybederek veya paylaşarak kararlı elektron konfigürasyonu olan
sekiz elektron konfigürasyonu ile karakterize edilirler. Oktet kuralı karbon, azot, oksijen,
ve flor için karşılandığı zaman, soy gaz neonun elektron konfigürasyonuna sahiptir.
Şimdi organik bileşikler olan metan ve karbon tetraflüorüre Lewis modelini uygulayalım.
ve dört
ve dört
birleşimi
birleşimi
Metan için Lewis
yapısının yazılması
Karbon tetra florür için
Lewis yapısının yazımı
Metan ve karbon tetraflüorürde karbon Valens kabuğunu sekiz elektronla doldurmuştur.
Diğer dört tane atoma karbon kovalent bağ oluşturarak neonun kararlı elektron
konfigürasyonuna ulaşır. Metanda ve karbon tetraflüordeki her kovalent bağ H2’deki
hidrojenler arası bağ disosiasyon enerjisi ile karşılaştırıldığında yeterince güçlüdür.
.
Problem 1.6. Verilen karbon-karbon bağ bilgileri ile etan (C2H6) için kabul
edilebilir Lewis yapısını yazı.
İki elektronlu kovalent bağ yapıları (-) ile gösterilir, hidrojen flüorür, florin, metan ve
karbon tetra flüorürün Lewis yapıları şu şekildedir;
Hidrojen florür
Flor molekülü
Metan
Karbon tetraflorür
ÇİFT BAĞLAR VE ÜÇLÜBAĞLAR
Elektron paylaşımı bağların Lewis kavramı açışından dört elektronlu çifte bağlara ve altı
elektronlu üçlü bağlara izin verir. Karbon dioksit (CO2) iki tane oksijene karbon çift bağına
sahiptir ve oktet kuralı karbon ve oksijen için sağlanmaktadır. Benzer şekilde hidrojen siyanür
için çok kararlı Lewis yapısında karbon azot üçlü bağına sahiptir.
Karbon dioksit
veya
Çoklu bağlar organik kimyada çok geneldir. Etilen (C2H4) çok kararlı Lewis yapısında karbonkarbon çift bağı içerir ve her karbon oktetini tamamlamıştır. Asetilen için çok kararlı Lewis
yapısında (C2H2) karbon-karbon üçlü bağını içerir. Yine burada da oktet kuralı karşılanmaktadır.
Etilen
Asetilen
veya
veya
Problem 1.7. Aşağıdaki her bileşik için kararlı Lewis yapısını yazın;
a. Form aldehit (CH2O). Her iki hidrojen de karbona bağlıdır.(sulu form
aldehit çözeltisi biyolojik türlerden korunmada kullanılır)
b. Tetrafloro etilen (C2F4). (teflonun hazırlanması için başlangıç
materyalidir)
c. Akrilonitril C3H3N. Atomlar CCCN düzeninde bağlanmıştır ve tüm
hidrojenler karbona bağlıdır.(orlon ve akrilan gibi akrelik fiberlerin
hazırlanması için başlangıç materyalidi)
ÖRNEK ÇÖZÜM; a. Her hidrojen 1 valens elektronu karbon 4 ve oksijen 6 valens
elektronu ile 12 valens elektronuna katkıda bulunur. Karbon kararlı bileşiklerinde
dört bağ içerdiği için karbon ve oksijen çift bağ yapar. 12 elektronun 8’i özel
yapının hesabına katılır, diğer dört elektron form aldehitin tam yapısındaki
paylaşılmamış elektron çiftidir.
Görülen kovalent
bağların kısmi yapısı
Formaldehitin tam
Lewis yapısı
POLAR KOVALENT BAĞLAR VE ELEKTRONEGATİVİTE
Kovalent bağlardaki elektronlar bağlantı yapan iki atom tarafından eşit olarak paylaşılması
zorunlu değildir. Eğer bir atom elektronları diğerinden daha fazla kendisine çekme eğiliminde
ise biz buna elektron dağılımı polarize olmuş deriz ve bağ polar kovalent bağ olarak
nitelendirilir. Mesela hidrojen florür polar kovalent bağlı bir bileşiktir. Çünkü flor elektronları
hidrojenden daha fazla çekmektedir ve H-F bağındaki elektronlar flora doğru kutulanmıştır. Bu
flora kısmi negatif yük ve hidrojene kısmi pozitif yük verir. Bu polarize olan elektron
yoğunlukları farklı yollarla gösterilir.
Bu
semboller kısmi
pozitif ve kısmi
negatif yükleri
göstermektedir.
sembolu H-F
bağındaki elektronların
polarizasyonun yönünü
göstermektedir.
Bir kovalent bağdaki elektronların çiziminde atomun eğilimi, o atomun elektronegativitesi
olarak algılanır. Elektronegatif olan bir element elektronları çeker, elektropozitif olan
element elektronları bağışlar. Elektronegatiflik periyodik tabloda sıra boyunca artmaktadır.
İkinci sıranın en elektronegatif elementi flordur, en elektro pozitif elementi Lityumdur.
Elektronegatiflik periyodik tabloda bir kolonda aşağıya doğru düşer. Flor klordan daha
elektronegatiftir. Çok genel düzenlenmiş bir elektronegatif skala Linus Pauling tarafından
önerilmiştir ve tablo 1.2’de görülmektedir.
Problem 1.8. Karbon içeren metan (CH4), kloro metan (CH3Cl) ve metil lityum (CH3Li)
birleşiklerinden hangisinde karbonun kısmi pozitif yükü en fazladır? Hangisinde kısmi
negatif yükü en fazladır?
Moleküldeki elektron dağılımının polarizasyonunu göstermenin bir başka yolu
elektrostatik potansiyel haritaları kullanmaktır. Bu haritalarda yük dağılımı gösterilirken
gök kuşağı renkleri kullanılır. Kırmızıdan maviye değişen yerler sırasıyla çok negatif yükten
çok pozitif yüke doğru değişen bölgelerdir. (Daha detaylı bilgi için bu bölümün okuma
kutusu elektrostatik potansiyel haritalar bölümüne bakın). Aşağıdaki hidrojen florürün
elektrostatik potansiyel haritası pozitif olarak polarize olmuş bölge evresini baskın renk
olarak mavi ile göstermektedir ve negatif olarak polarize olmuş florür bölgesini baskın renk
olarak kırmızı ile göstermiştir. Solda görülen harita katı yüzey olarak yapılmış bir
elektrostatik potansiyel haritasıdır, sağda görülen ise saydam yapı içinde atomları ve
bağları da gösteren haritadır.
Tablo 1.2.
Periyot
1
2
3
4
5
Pauling Elektronegativite Skalasından Seçilen Değerler
Gurup Numarası
l
ll
Lll
lV
V
H
2.1
Li
Be
B
C
N
1.0
1.5
2.0
2.5
3.0
Na
Mg
Al
Si
P
0.9
1.2
1.5
1.8
2.1
K
Ca
0.8
1.0
Vl
Vll
O
3.5
S
2.5
F
4.0
Cl
3.0
Br
2.8
I
2.5
Linus Pauling
(1901-1994)
Oregon,
Portland’da
doğmuştur, ve
Oregon
Üniversitesinde
ve Kaliforniya
Teknoloji
Enstitüsünde
eğitim almıştır.
Burada 1925’de
bulunmuştur. Ek
olarak bağlanma
teorisi üzerinde
araştırma
yapmıştır,
Pauling’in
çalışmaları
proteinler üstüne
olmuştur ve
1954’te bu
çalışmaları için
kimya dalında
Nobel ödülü
almıştır. Onun
sahip olduğu
ödülü sadece dört
kişi alabilmiştir.
İlk ikisini alan
kadındır,ismini
bilebilirmesiniz?
ELEKTROSTATİK POTANSİYEL HARİTALARI
Bu kitaptaki materyallerin tümü ve genel kimyanın çoğu elektromanyetik kuvvetlerin fiziksel olarak
belirlenmesi ile anlaşıla bilir. Bunu temel prensibi karşıt yüklerin bir birini çekmesi ve benzer yüklerin
birbirini itmesidir. Organik kimyayı öğrenirken bir molekülün pozitif kısmını ve negatif kısmını bulunmasının
onun reaktivitesini belirlemesi gibi özelliklerin belirlenmesinde yapı ile bağlantı kurmaya başlamanın en iyi
yoludur. Bu bölgeler çoğu zaman reaktif bölgelerdir.
Bir pozitif yükün molekül doğrultusunda yöneldiğini hayal edin. Pozitif yük ve moleküldeki bazı noktalar
arasında eğer nokta negatif yüklü ise itme etkisi, eğer nokta negatif yüklü ise çekim etkisi şeklinde bir
etkileşim olacaktır ve etkinin büyüklüğü yükün büyüklüğüne bağlı olacaktır. Bilgisayar metotları bu
etkileşimi hesaplamaya ve haritalamaya müsaittir. Onlar bu haritalarda gösterim için kırmızıdan maviye gök
kuşağının renklerini kullanırlar. Kırmızı negatif ucu (elektron zengini) mavi pozitif ucu (elektron fakiri)
gösterir.
Hidrojen florürün (HF) elektrostatik potansiyel haritası önceki bölümde görülmüştü ve burada tekrarlandı.
Lityum hidrürün elektrostatik potansiyel haritası ile bunu karşılaştırın.
H-F bağı hidrojen kısmi pozitif (mavi) olacak şekilde ve flor kısmi negatif (kırmızı) olacak şekilde polarize
olmuştur. Hidrojen lityumdan daha elektronegatif olduğundan H-Li bağı karşıt yönde polarize olmuştur,
hidrojen kısmi negatif (kırmızı) ve lityum kısmi pozitif (mavi) dir.
Elektrostatik potansiyel haritalarını çoğunlukla organik ve inorganik moleküllerin yük dağılımını göstermede
kullanacağız. Üstelik uyarıcı notların önerilerine ihtiyaç duyacağız. Tek bir molekül için elektrostatik
potansiyel haritalaması iyidir, ama farklı moleküllerin haritalarını karşılaştırırken dikkatli olmaya ihtiyacımız
vardır. Bu durum için yük farkının küçük yada büyük olduğuna bakmadan elektrostatik potansiyel haritası
çizerken kırmızıdan maviye paletin tamamı kullanılır. Bu görünüş H-F ve H-Li elektrostatik potansiyel
haritaları için biraz önce gösterildiği gibidir. Eğer harita aşağıdaki gibi görünüyorsa H-Li için kullandığımız
gibi H-F içinde benzer aralığı kullanırız, H’ı öncekinden biraz az mavi ve F’yi biraz az kırmızı görürüz.
Bu elektrostatik potansiyel haritaları paletin tamamı kullanıldığı zaman yük dağılımını resmetmede aşırı
abartılı olabilir. Çoğu durumda tek bir molekül için dağılım ile yapı arasında bağlantı kurarken çok daha fazla
molekülde bu yapılamamaktadır. Bu gibi durumlarda molekül serilerindeki eğilimleri karşılaştırmak
isteyeceğiz, genel skalayı kullanacağız ve bu noktanın dışında olacağız.
Pozitif ve negatif yük merkezleri bir dipolün her bir birleşeni tarafından ayrılmıştır. Bir molekülün dipol momenti μ
yük merkezleri arasındaki uzaklıkla e yükünün çarpımına eşittir (pozitif veya negatif olsun yük olsun bunlar bir
birine eşittir);
μ=eXd
Bir elektronun yükü 4.8x10-10 elektrostatik birim (esu) olduğundan ve moleküller arası
uzaklık tipik olarak 10-8 cm olduğundan moleküler dipolmoment 10-18 esu-cm
derecesindedir. 10-18 değerine basitleştirmek için bir debye D ibaresi kullanılır.
Tablo 1.3. Seçilmiş Bağ Dipol Momentleri
Bağ
Dipol Moment, D
H-F
1.7
H-Cl
1.1
H-Br
0.8
H-I
0.4
H-C
0.3
H-N
1.3
H-O
1.5
Bağ
C-F
C-O
C-N
C=O
C=N
CΞN
Dipol Moment, D
1.4
0.7
0.4
2.4
1.4
3.6
Bu şekilde hidrojen flüorür deneysel olarak belirlenmiş dipolmomenti 1.7x10-18esu-cm
değeri 1.7D olarak ifade edilir. Tablo 1.3 farklı bağ tiplerinin dipol momentlerini
listelemektedir. H-F, H-Cl, H-Br ve H-I için bu bağ dipolleri gerçek moleküler
dipolleridir. Polar bir molekül dipol momente sahiptir, apolar bir molekül dipol
momente sahip değildir. Bu şekilde tüm hidrojen halojenürler dipol momente
sahiptirler. Bir molekül polar bağlara sahip olabilir ama bireysel bağ dipolleri birbirini
dengelediği için molekül dipol momente sahip olmaya bilir. Bölüm 1.11’de bu konu
hakkında daha fazla şey söyleyeceğiz sonra molekülerin üç boyutsal şekillerini çizerek
onları hissedeceğiz.
Tablo 1.3’deki bağ dipolleri, atomların bağıl elektronegatifliklerindeki farklılıklara ve
uzaklıklarına bağlıdır.C-H bağının polaritesi C-O bağının polaritesinden bağıl olarak
daha düşüktür. C-h bağı ve C-O bağı arasındaki önemli farklılık gözden kaçabilecek gibi
değildir ve dipol momentlerin yönü de C-H bağındaki elektronlarda hidrojenden
karbona doğrudur, C-O bağındaki elektronlarda karbondan oksijene doğrudur. Sonraki
bölümlerde göreceğiniz gibi reaksiyon çeşitlerinde çoğunlukla bağ dipollerinin
büyüklüğü ve yönü anahtar noktalardır.
FORMOL YÜKLER
Lewis yapısı çoğunlukla pozitif ve negatif yükler taşıyan atomları içerir. Eğer molekül
nötral ise pozitif yüklerin toplamı negatif yüklerin toplamına eşit olmalıdır. Mesela
nitrik asit HNO3;
Yazıldığı gibi nitrik asidin yapısal formülünde üç oksijen için üç farklı bağ tipi
görülmektedir birinde oksijen azota çift bağla bağlanmıştır, diğerinde azot ve hidrojene
tek bağla bağlanmıştır, üçüncüsünde azota tek bağlanmıştır ve negatif yüklüdür. Azot
pozitif yüklüdür. Pozitif ve negatif yükler burada formal yük olarak isimlendirilirler
Debye birimi
1936’da kimya
Nobel ödülü amış
ve kimya ve
fiziğin bir çok
alanına önemli
katkıları
bulunan Alman
bilim insanı
Peter Debye’nin
anısına
verilmiştir.
ve nitrik asidin Lewis yapısının tamamlanmamış olduğu gözden kaçabilir.
Azot gibi ana gurup
elementleri atomlarında
Valens elektronlarını
sayısı onun gurup
numarasına eşittir. Azot
durumunda bu beştir.
Kovalent bağlı
hidrojenlerin formal yüke
sahip olmaması (formal
yük=0) çoğunlukla
doğrudur.
Azotun dört kovalent
bağlı durumda formal
yükünün +1 olması
çoğunlukla doğrudur.(
dört kovalent bağlı azot
paylaşılmamış elektron
çiftine sahip olmayabilir,
çünkü oktet kuralını
karşılar)
İki kovalent bağlı ve iki
ortaklanılmamış çifte
sahip oksijenin formal
yükünün olmaması
çoğunlukla doğru bir
durumdur.
Formal yükleri hesaplarken bir Lewis yapısındaki her atomun sahip olduğu elektronun sayısı
hesaplanır ve nötral atomla bu elektron hesabı karşılaştırılır. Şekil 1.5. nitrik asitteki her bir
atom için kaç elektronun gösterileceği hesaplanmıştır. Formal yüklerin bilgisayarla
hesaplanması amacıyla elektronların hesaplanması oktet kuralını karşılamak için
hesaplanan elektron hesabından farklıdır. İkinci sıra elementleri eğer tüm elektronları,
paylaşılmış ve paylaşılmamış hepsinin toplamı sekiz ise Valens kabuğu dolmuştur. Kovalent
bağ ile iki atomu birbirine bağlayan elektronlar bu iki atomun Valens kabuklarını doldurma
doğrultusunda hesaba katılır. Formal yükler hesaplanırken kovalent bağdaki elektronların
sayısının sadece yarısı bir atom tarafından sahip olunuyor şeklinde göz önüne alınır.
Hadi gösterime nitrik asidin hidrojenlerini gösterimiyle başlayalım. Şekil 1.5’te görüldüğü
gibi hidrojen kendisi oksijenle kovalent bağ ile bağlandığı durumda sadece iki elektronu
ortaklanmıştır. O oksijenle iki elektronu ortaklanmıştır ve her bir hidrojen için ½(2)=1
elektron sayısı hesaplanır. Bu elektron sayısı nötral hidrojen atomundaki elektron sayısıyla
aynı olduğu için nitrik asitteki hidrojen formal yüke sahip değilidir.
Azota ilerlediğimizde dört kovalent bağa sahip olduğunu(iki tek bağ ve bir çift bağ) görürüz
ve onun elektron hesabı ½(8)=4 dır. Nötral azot Valens kabuğunda beş elektron
bulundurur. Nitrik asitteki azot için elektron hesabı nötral azot atomundan bir eksiktir,
onun formal yükü +1 dir.
Kovalent bağdaki elektronlar bağlantı yaptıkları atomlar tarafından eşit derecede
paylaşılıyorsa bu şekilde hesaplanırlar, ama elektronlar tek bir atom tarafından
paylaşılmıyor olabilir. Bu şekilde azota çift bağlı oksijen altı elektrona sahiptir (iki
paylaşılmamış çift olarak dört elektron + çift bağdan iki elektron). Bu nötral oksijen atomu
ile aynı olduğundan onun formal yükü 0 dır. Aynı şekilde OH oksijeni iki bağ artı iki
paylaşılmamış elektron çiftine sahiptir, bunlar altı elektronu verir ve formal yükü yoktur.
Şekil 1.5’deki yeşil oksijen üç paylaşılmamış elektron çiftine sahiptir (altı elektron) ve yedi
elektron hesabını veren azotla iki paylaşılmış elektronu vardır. Bu oksijen atomunun Valens
kabuğundaki elektronların sayısından bir fazladır ve formal yükü -1 dir.
Formal yüklerin hesaplanması için anlatılan metot mantıksal adım sıraları içinde
birleştirilmiştir. Onu şu şekilde özetleye biliriz;
Bir kovalent bağlı ve üç
paylaşılmamış çifte sahip
oksijen için formal yükün
-1 olması çoğunlukla
doğrudur.
Formal yük =
Periyodik tablodaki
gurup numarası
__
Bağ sayısı
__ Paylaşılmamış
elektronların sayısı
Elektron hesabı
Elektron hesabı
Elektron hesabı
Elektron hesabı
Elektron hesabı
Şekil 1.5 nitrik asitteki elektronun hasabı. her bir atomun elektron hesabı kovalent bağdaki paylaşılan elektronu sayısını
yarısı artı onun paylaşılmamış çiftlerinin sayısına eşittir.
Problem 1.9. Nitrik asitteki gibi aşağıdaki inorganik bileşiklerin her biri ile bu kitapta
sıkça karşılaşacaksınız. Verilen Lewis yapısındaki her atomun formal yükünü hesaplayın.
(a) Tiyonil klorür
(b) Sülfirik asit
(c) Nitröz asiti
ÖRNEK ÇÖZÜM; (a) formal yük nötral atomdaki ve Lewis yapısındaki elektronların
sayıları arasındaki farktır. (Valens elektronlarının sayısı ana gurup elementleri için
periyodik tablodaki gurup numarasıyla aynıdır).
Nötral atomların
Elektron hesabı
Valens elektronları
Kükürt
6
½(6)+2=5
Oksijen
6
½(2)+6=7
Klor
7
½(2)+6=7
Tiyonil klorürün Lewis yapısında görülen formal yükler.
Formal yük
+1
-1
7
Şimdiye kadar sadece nötral molekülleri göz önüne aldık bunlarda pozitif ve negatif yüklerin toplamı birbirine
eşitti. Tabii ki iyonlarda bunların toplamı eşit olmaz.
Amonyum katyonu ve bor hidrür anyonu mesela sırasıyla +1 ve -1 net yüklerine sahip iyonlardır. Amonyum
iyonunda azot +1 formol yüküne sahiptir ve bor hidrürde bor -1 formal yüküne sahiptir. Lewis yapısındaki
hidrojenlerin hiç biri formal yük taşımamaktadır.
Amonyum
iyonu
Bor hidrür
iyonu
Problem 1.10 Görülen amonyum ve bor hidrür iyonları için formal yükleri doğrulayın.
Formal yükler kovalent bağlı atomlar arasında elektronların eşit olarak paylaşıldığı kabul edilen Lewis yapılarını
temel alır. Gerçekten amonyum iyonundaki N-H bağının polarizasyonu ve bor hidrürdeki B-H bağını polarizasyonu
pozitif ve negatif yüklerin hidrojene transferine yol açacak düzeydedir.
Problem 1.11 δ+ ve δ- gösterimlerini kullanarak NH4+ ve BH4- ‘deki hidrojenlerin
yüklerini gösterin.
Tablo 1.4
Adım
1. Moleküler formül ve bağlantısallık
deneysel olarak belirlenir ve
problemin haline göre verilen
bilgiye dahil edilmelidir.
2. Olası Valens elektronlarını sayısı
hesaplanır. Nötral moleküller için
bileşen atomların Valens
elektronlarının toplamı nötral
molekül ile aynıdır.
3. Bağda paylaşılan ve atomları
birbirine bağlayan elektron çifti (:)
çizgi ile (-) gösterilir.
4. Bağlarda paylaşılan elektronlardaki
elektron sayıları hesaplanır (bağ
sayısının iki katı) ve komple yapıya
eklenmiş olan elektronların
sayısından verilen sayıda elektron
çıkartılır.
5. Her atom sekiz elektrona sahip
olacak şekilde elektron çiftleri
eklenir (hidrojen iki elektronla
sınırlıdır). Tüm atomlar için oktet
kuralı uygun şekilde elektron
sayıları ile sağlandığında
elektronegatifliğin düşüşü
düzeninde atomlara elektronlar
yerleştirilir.
6. Eğer bir veya daha fazla atom sekiz
elektrondan daha azına sahipse,
paylaşılmamış elektronlarını oktet
kuralını sağlamada çift (veya üçlü)
bağda bitişik atomla paylaşır.
7. Formal yükler hesaplanır.
Lewis Yapılar Nasıl Yazılır
Gösterim
Metil nitrit CH3NO2 moleküler formülüne sahiptir. Tüm
hidrojenler karbona bağlanmıştır ve atomların
bağlantısı CONO düzenindedir.
CH3NO2 molekülünde her bir hidrojen bir Valens
elektronu katkıda bulunur, karbon 4, azot 5 ve her bir
oksijen 6 valens elektronu ile toplam 24 elektron
yapar.
Metil nitrit için kısmi yapı
Şeklinde yazılır.
Adım 3 teki kısmi yapı 12 elektrona denk 6 bağ içerir.
CH3NO2 24 elektron içerdiği için 12 elektronun daha
eklenmesine ihtiyaç vardır.
Dört bağ ile karbon zaten sekiz elektrona sahiptir.
Kalan 12elektron gösterilen şekilde eklenir. Her iki
oksijen sekiz elektrona sahiptir ama azot (oksijenden
daha az elektronegatif) sadece altı elektrona sahiptir.
Terminal oksijendeki bir elektron çifti azotla çift bağ
vermek üzere paylaşılır.
Görülen yapı metil nitrit için en iyi (en kararlı) Lewis
yapısıdır. Hidrojen dışında tüm atomlar Valens
tabakalarında sekiz elektrona sahiptir (paylaşılmış
+paylaşılmamış).
Adım 6 da görülen Lewis yapısında hiçbir atom formal
yüke sahip değildir. Metil nitrit için alternatif Lewis
yapısı;
Şeklinde dir. Okted kuralını karşılamasına rağmen adın
6 görülen yapıdan daha az kararlıdır, çünkü negatif
yükler pozitif yüklerden ayrı tutulmaktadır.
Lewis yapısındaki bireysel atomların formal yüklerini belirlerken “iyi elektron muhasebesi”
en önemli elemandır. Organik kimyanın çoğu elektronlar göz önünde tutularak daha
anlaşılabilir olacaktır, elektronlar kolay gibi görünen onları hesaplama işi bazen yeterli
olmayabilir.
Tablo 1.4 yazılan Lewis yapısı için geliştirilmiş prosedürleri özetlemektedir. Sadece moleküler
formülün bilinmesinin yeterli olmadığına, bir atomun diğerine bağlanma düzeninin de
önemli olduğuna dikkat edin. Bu bağlanmanın düzeni molekülün bileşimi veya bağlantısallık
denir ve deneysel olarak belirlenir. Sadece moleküler formülden bir molekülün bileşim
düzenine karar vermek çok seyrektir.
ORGANİK MOLEKÜLLERİN YAPISAL FORMÜLLERİ
Organik kimya yapısal formülleri daha hızlı yazmak için yollar keşfetmiştir. Biz bazen
paylaşılmamış elektron çiftini eklemeyi unuturuz ama bu durumla karşılaştığımızda yada
karşılaşmadığımızda elektronların hesaplanmasını nasıl yapacağımızdan yeterince emin
olmalıyız. Zaten kovalent bağlar çizgi ile gösterildiğinden bahsetmiştik. Kapalı yapısal
formüllere yoğunlaştığımızda, kovalent bağların bir kısmını, çoğunu yada tümünü gösterim
dışı tutarız ve bir özel atoma bağlı özdeş gurupların sayısını gösteren indisler kullanırız. Bu
basitleştirmenin ardışık seviyeleri izopropil alkol için gösterildiği gibidir.
yazıldığında
eğer daha fazla kapatmak istenirse (CH3)2CHOH
Problem 1.12. Aşağıdaki kapalı formülleri tüm bağları gösterecek ve paylaşılmamış
elektron çiftlerini gösterecek şekilde genişletin.
Örnek çözüm; a. Molekül iki karbon atomu içerir, bunların her biri diğerine
bağlanmıştır. İki karbon iki hidrojene bağlıdır. Bir karbon HO- gurubuna bağlıdır,
diğeri –NH2 gurubuna bağlıdır.
Bir molekülün birleşimini yazdığımız zaman atomların uzaydaki yönelimini göz önüne
almak zorunda değiliz. Bileşiğin gösterimini sunmada birçok farklı yol vardır. OCCN
bağlantısallığını (veya NCCO) gösterilmesi ve her atoma bağlı hidrojenin doğru sayıda
olması önemlidir. Paylaşılmamış elektronların yerleştirilmesinde moleküle
yerleştirilen Valens elektronlarının molekülün bileşen atomlarıyla toplama hesabı
yapılır. Her hidrojen 1, her karbon 4, azot 5 ve oksijen 6; toplamda 26 katkı vardır.
On bağ görülmektedir, 20 elektron oradan gelir, bu yüzden 6 elektron paylaşılmamış
elektron çifti olmalıdır. Oktetini tamamlamak için oksijen ve azota elektron çiftleri
azota bir ve oksijene iki olmak üzere dağıtılır.
Uygulamamızdaki elektron dağılımı örneklerini hatırlayacağız. İki bağ yapmış nötral
oksijen iki paylaşılmamış elektron çiftine sahiptir. Üç bağ yapmış nötral azot bir
paylaşılmamış elektrona sahiptir.
Uygulama ile organik moleküller için yapısal formüller için yapısal formüller yazılması rutin hale
gelecektir ve daha basit hale gelecektir. Mesela karbon atomlarının zincirinde tüm C-C bağlarının
yazılması çizimlerde bireysel karbonlar yazılmaya bilir. Sonuç yapı çizilirken hidrojenler yazılmayarak
daha basit hale getirilebilir.
şu hale gelir
basitleştirilirse
Bu basitleştirilmiş gösterimler bağ-çizgi formülü veya karbon iskelet diyagramı olarak isimlendirilir,
burada sadece özel atomlar yazılmaktadır, ne karbon nede hidrojenler gösterilmemiştir. Bu hetero
atoma bağlı hidrojenler gösterilir.
şu hale gelir
şu hale gelir
Problem 1.13. Aşağıda bağ çizgi yapısı görülen içinde karbon ve hidrojeni bulunduran
yapıları açık olarak gösterin
Örnek çözüm; a. Zincirdeki her bir büküm ve zincir sonu karbonu göstermektedir. On
karbon atomunun her biri uygun sayıda hidrojenle dört bağ vermek üzere birleştirilir.
Alternatif yapı şu şekilde yazılabilir. CH3CH2 CH2 CH2 CH2 CH2 CH2 CH2 CH2CH3 veya
CH3(CH2)8CH3 kapalı şekilde yazıla bilir.
YAPISAL İZOMERİ
Başlangıçta Berzelius ve Wohler farklı özellilere sahip olan amonyum siyanat ve üre iki
farklı bileşikle çalışınca şaşırmışlardır, ama tam olarak benzer moleküler formül
CH4N2O’yu önermişlerdi. Berzelius ilk zamanlar benzer bir kavramla çalışmıştı ve benzer
moleküler formüle sahip farklı bileşikleri açıklamak için izomeri kelimesini bulmuştur.
İzomerizimi her ikisinde de moleküler formülü CH3NO2 olan nitrometan ve metil nitril iki
farklı bileşiğe başvurarak gösteririz.
Nitro metan
Metil nitrit
Nitro metan yarış arabalarının gücünü artırmak için kullanılır ve 101oC’nin üzerinde
kaynayan bir sıvıdır. Metil nitril -12oC’de kaynayan bir gazdır ve tıbbi aletlerin
temizlenmesinde kullanılır. Çoğunlukla yapısal izomeri olarak tercih edilen izomeride
bağıl atomların düzenlenmesi farklılığıdır. Bunun modern terimi yapısal izomeridir. Bir
önceki bölümde dikkat çektiğimiz gibi atomik bağların düzeni bir molekülün yapılanması
olarak isimlendirilir ve eğer benzer moleküler formüle sahip ama atomların birbirine
bağlanması farklı olan yapıya da yapısal izomeri denir.
Problem 1.14. CH3NO2 formülü nitro metan ve metil nitritten daha fazla
izomeriye sahiptir. Mesela gübre olarak ürenin kullanılması için ticari ara medde
karbonik asit çok kararsız şekilde izole edilir. Verilen bilgide karbonik asidin azot
ve her iki oksijeni karbona bağlıdır ve karbon oksijen bağının biri çift bağdır.
Karbamik asit için Lewis yapısını yazın.
Problem 1.15. Verilen molekül formüllerinin sahip oldukları tüm yapısal
izomeriler için yapısal formülleri yazın.
(a) C2H6O
(b) C3H8O (c) C4H10O
ÖRNEK ÇÖZÜM; iki karbon ve bir oksijen bir birine bağlı olduğu yol göz önüne
alınarak yapıyı oluşturalım. Bu iki yapı C-C-O ve C-O-C olabilir. Her bir karbonun
dört bağ yaptığı düşünülerek ve oksijenin iki bağ yaptığı düşünülerek altı
hidrojen yerleştirilir. Bu iki yapısal izomeri etil alkol ve dimetil eterdir.
Etil alkol
Dimetil eter
Bölüm 3 te bir başka izomerizim tipi stereoizomerizimi göreceğiz. Stereoizomerizimde
türler aynı yapıya sahiptir ama uzayda diziliminde farklılık vardır.
“izomer”
kelimesindeki -mer
son eki Yunan
meros
kelimesinden gelir,
“bölüm”,
“paylaşım”, “kısım”
manasındadır.
“izo-“ ön eki de
Yunandandır(isos
“benzer”
manasında). Bu
şekilde izomerler
benzer kısımlara
sahip farklı
moleküllerdir(ele
mentsel bileşim).
REZONANS
Lewis yapısını yazdığımızda molekülün elektronlarını iyi tanımlamış bölgelerde ya kovalent
bağlarla bağlanmış iki atom arasında yada tek bir atomda paylaşılmamış elektron çifti olarak
sınırlandırırız. Bazen bir molekül için birden daha fazla Lewis yapısı yazabiliriz, özellikle çoklu
bağların olduğu durumlarda bu söz konusudur. Örneğin kimya derslerinin başlangıcında ilk
anlatılan ozon O3 tür. Ozon atmosferin üst tabakalarında büyük oranda doğal olarak oluşur,
orada dünyanın yüzeyini güneşin ultra viyole ışınlardan koruru. Ozon olmadan dünya
yüzeyindeki yaşamın çoğu bozulurdu veya güneşin ışınlarıyla parçalanırdı. Aşağıda yazılan
ozonun Lewis yapıları oktet kuralını karşılamaktadır. Üç oksijenin hepsi Valens tabakasında sekiz
elektron bulundurmaktadır.
İnorganik
bileşiklerdeki bağ
uzunluğu
çoğunlukla 1-2 oA
dur.(1oA=10-10m).
Angstrom SI birimi
olmadığı için bağ
uzunluğunu
pikometreler içinde
aktarılır (1pm=1012). Bu şekilde
128pm=1.28oA dır.
Bu Lewis yapısı ozondaki bağlanma için doğru bir gösterim değildir çünkü iki terminal oksijen
birine çift bağ ile bağlanmış ve diğerine tek bağ ile bağlanmıştır. Çift bağ tek bağdan daha kısa
olduğu için iki bağ uzunluğu O-O tek bağ uzunluğu (hidrojen peroksitte H-O-O-H bağ uzunluğu
147pm) ve O=O çift bağ uzunluğunun (O2’de 121pm) olmasını beklerdik. Bu sonuçlar bu duruma
uymamaktadır. Ozondaki iki bağ uzunluğu tam olarak birbirinin aynısıdır (128pm), tek bağdan
daha kısadır ve çift bağdan daha uzundur. Ozonun yapısı merkezi oksijenin her iki terminal
oksijene de özdeş bağlanmasını gerektirir.
Elektrostatik potansiyel haritası iki terminal oksijenin eşit olduğunu göstermektedir. Dikkat edin
merkezi oksijen (pozitif olarak yüklü) mavi ve her iki terminal oksijen (negatif yüklü) kırmızı
renklidir.
Ozondaki bağlanma gibi bir durumla karşılaştığımızda geliştirdiğimiz fikir; iki Lewis yapısı
arasında rezonansın gösterilmesi şeklindedir. Rezonans kavramı doğrultusunda moleküller için
birden çok Lewis yapısı yazıla biliyorsa, tek bir yapı onun şeklini tanımlamada yetersizdir. Bunun
yerine doğru yapının sahip olduğu elektron dağılımı molekül için yazıla bilen mümkün tüm Lewis
yapılarının ‘hibriti’ dir. Ozonun durumunda iki eşit Lewis yapısı yazılabilir. Bu iki Lewis yapısı
arasında çift bağ ok ile rezonans yapılarını gösteririz.
Şunu hatırlamanız çok önemlidir, çift başlı rezonans oku iki Lewis yapısı arasında bir ara
dönüşüm prosesini göstermemektedir. Mesela ozon için tek bir yapı vardır, iki Lewis yapısı
arasında ileri geri salınım yapmaz bunun yerine ozonun doğru doru yapısı sadece tek bir Lewis
yapısıyla gösterilmeye uygundur.
Rezonans Lewis formüllerindeki temel eksikliği düzeltmek için uygulanır. Lewis
formülleri elektronları lokalize olarak gösterir, ister kovalent bağlı iki atom arasında
paylaşılmış olsun isterse tek bir atomda paylaşılmamış elektronlar olsun. Gerçekte
elektronlar daha kararlı düzenlenmelerini sağlamak üzere kendiliğinden dağılırlar. Bu
bazen elektron çiftlerinin delokalize olduğu veya birkaç çekirdek arasında paylaşıldığı
manasına gelir. Ozonun rezonans tanımı ile gösterilen şey bir oksijenin paylaşılmayan
elektron çiftinin ve molekülün üç atomu üzerindeki çift bağlardaki elektronların gerçek
dağılımıdır. Organik kimyacılar olarak bu elektron dağılımını gösterirken eğri oklar
kullanırız. Alternatif olarak iki Lewis yapısının bir ortalaması kısmi bağları gösterirken
kesikli çizgiler kullanarak çizeriz.
eşit şu şekildedir
Eğri ok gösterimi
Ozondaki elektron delokalizasyonu
Kesikli çizgi gösteriminde merkezi oksijen tek bağ ve çift bağlar arasında orta dereceli
bağlar ile diğer iki oksijene bağlıdır ve terminal oksijenlerin her birinden bir birim negatif
yükün yarısını taşır.
Tablo 1.5’te rezonans yapılarını yazarken uygulanacak işlemleri özetlemektedir.
Problem 1.16 Elektron delokalizasyonu nötral moleküller kadar iyonlar içinde
önemlidir. Eğri okları kullanın ve aşağıdaki anyonların her biri için
oluşturulabilecek eşit kararlılıktaki rezonans yapılarının nasıl alacağını gösterin
ÖRNEK ÇÖZÜM; (a) elektronların delokalizasyonunu göstermede eğri okları
kullandığımız zaman tercihen bir atomun negatif yüklü kısımlarında yüksek
elektron yoğunluklu bölgeler oluşur. Bir önceki Lewis yapısına ulaşana kadar
elektron çiftleri hareket ettirilir. Nitrat iyonu için bu iki yolla gerçekleştirilebilir;
Üç eşit kararlı Lewis yapısı nitrat iyonu için mümkündür. Nitrattaki negatif yük
üç oksijenin tümü ile eşit olarak paylaşılır.
Daha kararlı Lewis yapıları ile molekülleri göstermek iyi bir kimyasal uygulamadır.
Alternatif rezonans yapılarının yazılabilirliği ve bağıl kararlılıklarının karşılaştırılabilirliği
tüm moleküler yapılar içinde ve kimyasal davranışlar için anlayış sağlayabilir. Bu
özellikle son iki bölümün üçünde görülecektir, burada rezonans kavramı düzenli olarak
kullanılacaktır.
Tablo 1.5. Rezonans Kurallarına Giriş
Kural
1. Atomik pozisyonlar (bağlantısallık)
tüm rezonans yapılarında benzer
olmalıdır, sadece elektronların
pozisyonları yapıya farklı katkıda
bulunacak sayıda çok olmalıdır.
2.
3.
Paylaşılmış yada paylaşılmamış
sekiz Valens elektronundan daha
fazlasına sahip ikinci sıra
elementlerindeki Lewis yapıları
özellikle kararsızdır ve doğru
yapıya katkıda bulunmazlar.
(Okted kuralı ikinci sıranın
gerisindeki elementler için
beklenmelidir).
Okted kuralını iki yada daha fazla
yapı karşıladığında en kararlı olanı
karşıt yüklü atomların en az
ayrıldığı yapıdır.
4.
Tüm atomlar ve formal yüke sahip
atomların biri veya daha fazlası
için oktet kuralını karşılayan
yapısal formüller arasında en
kararlı rezonans yapısı en
elektronegatif elementlerin
negatif yük tarafında bulunan
yapıdır.
5. Lewis yapısına yapılan her katkı
elektronların ayı sayısında
olmalıdırve farklı Lewis yapıları
arasında bireysel atomların farmol
yükleri uyarınca aynı net yüke sahip
olmalıdırlar.
6. Lewis yapısına her bir katkı
paylaşılmamış elektronlar açısından
aynı olmalıdır.
7. Elektron delokalizasyonu bir
molekülü kararlı kılar. Elektronların
delokalize olduğu bir molekül bu
molekül için yazılabilecek herhangi
bir kapalı Lewis yapısından daha
kararlıdır. Kararlılığın derecesi
Lewis yapısına katkıda bulunan eşit
kararlılıktaki Lewis yapılarının
sayısının büyüklüğüne bağlıdır.
Örnek
Yapısal formül;
ve
Farklı bileşikleri göstermektedir, aynı bileşiğin farklı rezonans
formlarını göstermemektedir. A nitro metan için Lewis yapısı; B
metil nitrit için Lewis yapısıdır.
Yapısal formül C,
Azot çevresinde on elektron bulunmaktadır. Bu nitro metan için
kabul edilebilir bir yapı değildir ve doğru rezonans formu olmaya
bilir.
Okted kuralını karşılayan metil nirtit için iki Lewis yapısı D ve E
Yapı D yüklerin ayrımına sahip değildir ve E’de olandan daha
kararlıdır. Metil nitrit için doğru yapı E’den çok D’ye benzemelidir.
Siyanat iyonu için en kararlı Lewis yapısı F dir, çünkü negatif yük
oksijendedir.
G’de negatif yük azottadır. Oksijen azottan daha elektronegatiftir
ve negatif yükü en iyi şekilde destekleyebilir.
Lewis yapıları;
Bir başka rezonans formu değildir. Yapı H 24 valens elektronuna
sahiptir ve net yük sıfırdır;I 26 valens elektronuna sahiptir ve net
yükü -2 dir
Yapısal formül J nitrometanın Lewis yapısıdır; benzer atomik
pozisyonların olmasına ve benzer elektron sayıları olmasına
rağmen K aynı yapı değildir
Yapı K iki paylaşılmamış elektron içermektedir. yapı J tüm
elektronların paylaşıldığı ve daha kararlı olan yapıdır.
Nitrometan metil nitritten elektron delokalizasyonu ile daha
kararlıdır. Nitrometanın iki çok kararlı rezonans formunun her biri
diğeri ile eşit düzeydedir.
Metilnitritin iki çok kararlı rezonans yapısı bir birine eşit değilidr.
*Buradaki en önemli kural örnek ile bağlantılı kurallardır. Elektron delokalizasyonuna başka bakış açıları rezonans yapısı yol uyla bu tanımlarımıza ek olarak
sonraki bölülmede ihtiyaç duyduğunuz şekilde geliştirilecektir.
MODELLERLE ÖĞRENMEK
On dokuzuncu yüz yılın ilk başlarında kimyacılar moleküler yapıları daha iyi anlatmak için sıralı
modellemeleri geliştirmişlerdir. Molekülün üç boyutlu yapısıyla uğraştığımızda onun yapısal etkilerini ve
reaktif özellikleri hakkında daha açık bilgiler kazana biliriz. Moleküler modellemelerin bir kaçı şekil
1,6’da metan için gösterilmiştir. Muhtemelen en çok bilineni top-çubuk modelleridir. Bu modellemede
bağlar ve atomlar yaklaşık olarak aynı önemdedir. İskelet modelleri (şekil 1,6a) ve boşluk doldurma
modelleri (şekil 1,6c) karşıt uçları göstermektedir. İskelet modelleri atomun büyüklüğünü ihmal edip
molekül bağ yapısı örneklerine büyük önem verir. Boşluk doldurma modelleri bağların daha açık
tanımlanmasında bireysel atomlar tarafından doldurulan hacme önem verir. Bunlar iki bağlanmamış
atomun birbirlerine bakış açılarının nasıl olduğunu ve bütün moleküler şeklin incelenmesi istendiğinde
çok kullanışlıdır.
İlk çubuk-top modelleri için tahta çiviler ve içi boş tahta toplar bir birine bağlanarak yapılmıştır. Plastik
versiyonları içinde pahalı olmayan öğrenci eğitim versiyonlarının da bulunduğu seviyeye 1960’larda
ulaşa bilmiştir ve değerli bilgileri öğrenmeyi sağlamıştır. Paslanmaz çelik modeller ve plastik doldurma
maddeleri pahalı olsa da çoğu araştırma laboratuarında standart ekipmandır.
Bilgisayar destekli gösterimler hızla klasik moleküler modellerin yerini almaktadır. Gerçekten moleküler
modelleme terimi maddelerin bilgisayar ürünü yapılara sahip olması manasında organik kimyada
kullanılmaktadır. Şekil 1,6’da görülen metan modelleri iskeleti bilinen molekülleri çizme ve yazdırma
özelliği olan bir yazılım kullanılarak şahsi bir bilgisayarda çizilmiştir. Üstelik modelleri hızlıca yapmaya
izin veren çok basit yazılımlar onları döndürme ve farklı bakış açılarından izlemeye de izin vermektedir.
Moleküler modeller kadar faydalı olan şey onların sadece atomların bulunduğu bölgeleri ve uzayda
doldurdukları boşlukları göstermekle sınırlanmış olmalarıdır. Moleküler yapıların bir diğer önemli
boyutu onların elektron dağılımıdır. Bölüm 1,5’de elektrostatik potansiyel haritalarının yük dağılımını
nasıl gösterdiğini incelemiştik ve kitap içerisinde bu konuya devam edeceğiz. Şekil 1,6d metanın
elektrostatik potansiyel haritasını göstermektedir. Onu tam şekli boşluk doldurma modeli ile ayni hacmi
doldurmaktadır. Elektron yoğunluğunun fazla olduğu bölge karbona daha yakındır ve elektron fakiri
olan bölge hidrojenlere daha yakındır. Organik kimya çok görsel bir bilimdir ve bilgisayar modelleri
bunu daha da artırmaktadır.
Şekil 1.6 metanın(CH4) moleküler modeli, (a) atomların bağlanma şeklini gösteren ama atomların kendisini göstermeyen model
iskelet (tüp) modelleri. (b) çubuklarla bağları ve toplarla atomları gösteren top çubuk modelleri. (c) tüm moleküler yapının
görüldüğü uzay doldurma modeli, her bir kürenin çapı yaklaşık atomun van der Waals çapıdır, (d) metanın elektrostatik
potansiyel haritası.
BAZI BASİT MOLEKÜLLERİN ŞEKİLLERİ
Şimdiye kadar yapının “elektron muhasebesi” üzerinde yoğunlaştık. Şimdi moleküler geometri ye
verdiğimiz öneme geri dönelim ve Lewis formülünden bir molekülün üç boyutsal yapısı ile arasındaki bağlantıyı
nasıl kurabileceğimizi göreceğiz. Organik kimya çalışmamızda çokça göreceğimiz bazı basit bileşiklerin geometrileri
listelenmiştir.
Metan düzgün dört yüzlü bir moleküldür; düzgün dört yüzlünün köşelerinde dört tane hidrojen ve
merkezinde karbon bulunur. Yapılarda sayfadan bize doğru olan yansımayı içi dolu kama kullanarak
ve
bizden sayfanın içine doğru olan yapıyı kesikli kama
şekliyle üç boyutsal olarak gösteririz. Basit çizgi (-)
sayfa düzlemindeki bağları gösterir.
Metanın düzgün dört yüzlü geometrisi Valens kabuk elektronları itmesi (VSPER) modeli ile açıklanır.
VSPER modeli elektron çifti, diğer bağlı çiftler veya paylaşılmayan çiftler diğer bazı atomlar ile bir araya geldiğinde
diğer atomların elektronlarından mümkün olduğu kadar uzak duracak şekilde düzenlenmesi fikrini kullanır. Böylece
düzgün dört yüzlü geometri metanın dört bağının maksimum ayrılmış şekline izin veren geometridir ve düzgün
dört yüzlü geometrinin tercih edilen açısı, H-C-H açısının 109.5o ile karakterize edilir.
Su, amonyak ve metan dört elektron çiftinin yaklaşık olarak düzgün dört yüzlü düzenlenmenin genel
özelliklerini gösterir. Elektron çiftlerinin dağılımının yerine moleküldeki atomların düzenlenmesi molekül şeklini
tartışırken kullandığımızdan suyu kırık doğru ve amonyağı üçgen düzlem olarak söyleriz.
Sudaki (105o) H-O-H açısı ve amonyaktaki (107o) H-N-H açısı düzgün dört yüzlü açıdan biraz küçüktür. Bu
büzülme açısı bağda paylaşılmayan çiftten daha az yer kapladığı için elektron çiftlerinin sonucu olarak VSPER ile
kolayca değerlendirilebilir. Bir kovalent bağdaki elektron çifti iki çekirdeğin çekim kuvveti tutar ve tek bir atomda
lokalize olan paylaşılmamış elektron çiftinden çok zayıfça tutulur. Böylece itme kuvveti şu düzeyde ilerler;
Tablo 1.6
Bileşik
VESPR ve Moleklüler Geometri
Yapısal Formül
İtici Elektron Çifti
Karbon dört bağ
yapmış çiftesahiptir.
Metan
(CH4)
Elektron
Çiftinin
Düzenlenmesi
Tetrahedral
Moleküler
Şekil
Tetrahedral
Su (H2O)
Oksijen iki bağ
yapmış çift + iki bağ
yapmamış çifte
sahiptir.
Tetrahedral
Kırık
Amonyak
(NH3)
Azot üç bağ yapmış
çifte sahiptir + bir
paylaşılmamış çifte
sahipitir.
Tetrahedral
Trigonal
pramit
Bor
triflorür
(BF3)
Bor üç bağlı çifte
sahipitir.
Üçgen düzlem
Üçgen
düzlem
Formalde
hit
(H2CO)
Karbon iki bağ
yapmış çifte + her
biri bir bağyapmış
çift olan bir çift bağa
sahiptir.
Karbon her biri iki
paylaşılmış elektrona
sahip iki çift bağa
sahiptir
Üçgen düzlem
Üçgen
düzlem
Doğru
Doğru
Karbon
dioksit
(CO2)
Moleküler
Model
Elektron çiftleri arasında itmenin artan kuvveti
Bağlı çiftler - bağlı çiftler
en az itme
>
paylaşılmamış çiftler - bağdaki çift
>
paylaşılmamış çift - paylaşılmamış çift
çok itme
Metanın dört bağ yapmış çiftinin itme miktarı normal tetrahedron açı olan 109,5 o’yi verir. Amonyaktaki azotun
paylaşılmamış elektron çiftinin itmesi ve üç tane bağlı çift H-N-H açısının 109,5’den küçük olmasını sağlar. Suda
büyük itme kuvveti olması oksijenin iki paylaşılmamış elektron çifti ile sağlanır. İki paylaşılmamış elektron çifti
arasındaki açının artması H-O-H açısını düşürür.
Bor triflorürde molekül düzlem üçgendir. Burada her B-F bağından iki borun valens tabakası ile beraber altı
elektron vardır. Bu üç bağlı çit eş düzlemli olduklarında bir birlerinden en uzakta olurlar ve F-B-F açısı 120o’dir.
Problem 1,17 Sodyum bor hidrür tuzu, NaBH4; Na+ katyonu ve BH4- anyonu arasında iyonik bağa
sahiptir. Bu hidrür anyonundaki H-B-H açısı nedir?
Çoklu bağlar VSEPR modelinde tek bir birim olarak işlem görür. Formaldehit çift bağ elektronlarını ve iki tek bağ
elektronlarını maksimum derecede ayırmak için düzlem üçgendir. Karbon dioksitteki atomların doğrusal
düzenlenmesi çift bağ elektronlarının diğer çift bağ elektronlarından mümkün olduğu kadar uzakta olmasına izin
verir.
Problem 1,18 Aşağıdakilerin özel şekilleri nedir?
(a)
(Hidrojen siyanür) (c)
(b) H4N+ (Amonyum iyonu)
(Azid iyonu)
(d) CO32- (Karbonat iyonu)
Örnek çözüm; (a) yapı hidrojen siyanürdeki tüm elektronla için hesaplamaları gösterir
paylaşılmamış elektron çiftleri karbon ile beraberdir ve tek bağlı hidrojen ile üç bağlı
azot arasında ayırmayı maksimum kılacak şekilde belirlenir. Hidrojen siyanür doğrusal
bir moleküldür.
MOLEKÜLER DİPOL MOMENT
Moleküler geometri bilgimizi molekülün dipol momente sahip olup olmadığını ön görerek kimysal bağın polaritesi
için bir tutumla birleştirebiliriz. Moleküler dipolmoment maddenin tüm bireysel dipolmomentlerinin sonucudur.
Karbon dioksit gibi bazı moleküller polar bağlara sahiptir ama dipolmomenti yoktur, çünkü onun geometrik
durumundan dolayı bireysel C=O bağ dipolleri birbirini yok eder.
Dipol moment = 0
Karbon dioksit
Karbon tetraklorür dört tane C-Cl bağı ve düzgün dört yüzlü yapı ile şekil 1.7’de görüldüğü gibi dipol momente
sahip değildir, çünkü dört bağ dipolünün toplamı sıfırdır. Dikloro metan 1.62 D’lik bir dipolmomente sahiptir. C-H
bağ dipolleri C-Cl bağ dipollerini kuvvetlendirmiştir.
Problem 1.19. Aşağıdaki moleküllerin hangilerinde dipolmoment olmasını beklersiniz? Eğer
dipolmoment varsa onun yönünü gösterin.
a. BF3 b.H2O c. CH4 d.CH3Cl e. CH2O f. HCN
ÖRNEK ÇÖZÜM; a. Bor triflorür 120o bağ açısı ile üçgen şeklindedir. Her bor flor bağı polardır, onların
birleşimi birbirini yok eder ve molekül dipol momente sahip değildir.
Bu iki Cl-C bağ
dipolünün sonucu sayfa
düzleminde
işareti ile gösterilir
Bu iki Cl-C bağ
dipolünün sonucu sayfa
düzleminde
işareti ile gösterilir
(a) Bu karbon tetraklorürdeki bireysel bağ dipollerinin toplamsal birbirini yok etmesidir.
O dipol momente sahip değildir.
Bu iki H-C bağ
dipolünün sonucu sayfa
düzleminde
işareti ile gösterilir
Bu iki Cl-C bağ
dipolünün sonucu sayfa
düzleminde
işareti ile gösterilir
(b) C-H bağ dipolleri dikloro metandaki C-Cl bağ momentini kuvvetlendirmiştir.
Molekül 1.62 D dipolmomente sahiptir.
Bu bölümün açılış paragrafında yapı ve özellikler arasındaki bağlantı ve kimya hakkındaki tüm her şey olan
özellikler önem verilmiştir. Bunun gibi bağlantıyı daha öncede görmüştük. Bir molekülün Lewis yapısından bağın
polaritesi hakkında bir şeyler söylemek için elektro negativiteyi kullanabiliriz ve bunu VESPER ile birleştirip
molekülün dipol momentinin olup olmadığını söyleye biliriz. Birkaç bölüm sonra asitler ve bazları gördükten sonra
yapı ve kimyasal aktiflik arasındaki bağlantıyı göreceğiz.
ASİT VE BAZLAR; ARRHENUS BAKIŞ AÇISI
Asitler ve bazlar organik kimyanın büyük bir kısmını oluşturur, ama bunun önemi bizim gördüğümüz genel kimya
kurslarıyla aşina olduğumuz türlerden çok farklıdır. Genel kimyada önem verilen konu sayısal hesaplamalarla
bulunan pH, yüzde iyonizasyon, tampon problemleri ve bunlar gibi konulardır. Organik kimyada bu konuların
bazılarına da değineceğiz ama çoğunlukla asit ve bazların; reaktant, ürün ve kimyasal reaksiyondaki katalizörlük
görevine önem vereceğiz. Asit ve bazlar hakkındaki birkaç genel fikirle bakışımıza başlayacağız.
1903’te kimya dalında Nobel ödülü alan İsviçreli kimyager Svante Arrhenius’un önerdiği teori doğrultusunda; bir
asit suda çözündüğünde proton vere bilen maddedir.
Asit
Proton
Anyon
Bir baz iyonlaştığında ise hidroksit iyonunun verir.
Baz
Katyon
Hidroksit iyonu
Asitler farklı derecelerde iyonlaşırlar. Tamamıyla iyonlaşa bilenlere kuvvetli asit, bunu yapamayanlara zayıf asit
denir. Benzer şekilde kuvvetli bazlar tamamen iyonlaşır. Zayıf bazlarsa bunu tamamen yapamaz. Zayıf asidin
kuvveti sulu çözeltide asit iyonlaşma sabiti için olan denge sabitine eşit olan asit disosiasyon sabiti ile ölçülür.
Bir asidin kuvvetini aktarmanın en iyi yolu onun pKa’sıdır.
pKa=-log10Ka
bu şekilde asetik asit Ka=1.8x10-5 ile 4.7pKa değerine sahiptir. pKa’nın Ka dan avantajı üstel bir fonksiyon olmasıdır.
Belki siz pKa ile daha fazla haşir neşir oldunuz ama çoğu organik kimyacı ve biyokimyacı pKa’yı kullanır. En iyi fikir
iki sistemle de uygun şekilde çalışmaktır, kolayca Ka’nın değeri pKa’ya çevrilebilir.
Problem 1.20. Salisilik asit aspirin hazırlanması için başlangıç materyalidir. Ka’sı ise 1.06x10 -3
‘dir. pKa’sı nedir?
Problem 1.21. Hidrojen siyanür (HCN) 9.1 pKa’ya sahiptir. Ka’sı nedir?
ASİTLER VE BAZLAR;BRONSTED-LOWRY BAKIŞ AÇISI
Asitler ve bazların daha genel teorisi; 1923’te Johannes Bronsted (Danimarkalı) ve Tohomas M. Lowry (İngiltere)
bir birinden bağımsız bu teoriyi önermiştir. Bonsted Lowry bakış açısında, asitler proton verici ve bazlar proton
alıcıdır. Asit ve bazlar arasında reaksiyon gerçekleştiğinde proton transfer edilir.
Baz
Asit
Konjuge
asit
Konjuge
baz
Görülen eşitlikte baz paylaşılmamış elektron çiftini asidin protonunu almak için kullanmaktadır. Baz kendisinin
konjuge asidine dönüşür ve asit de kendisinin konjuge bazına dönüşür.
Baz ve onun konjuge asidi genellikle tek bir proton değişirler. Aynı şekilde bir asit ve onun konjuge bazı çoğunlukla
tek bir proton değişirler.
Bronsted-Lowry bakış açısında asit su içinde disosiye olmaz, o sadece suya proton transfer eder. Su baz gibi
davranır.
Su
(baz)
Asit
Suyun konjuge
asiti
Konjuge baz
Suyun konjuge asidi (H3O+) için sistematik isim ‘oksonyum’ iyonudur. Genel ismi hidroksonyum iyonudur.
EĞRİ OKLAR
Elektronlar akabilir ama atomlar geride kalır. Bölüm 1.9’da eğri okları simetrik olarak rezonans
yapılarında hareket eden elektronları gösteren bir araç olarak görmüştük. Eğri okların ana
kullanımı kimyasal reaksiyonlarda yer alan bağlardaki değişiklikleri göstermektedir. Asit-baz
reaksiyonları bölüm 1.12-1.17’de çok sayıda örnekle tartışacağız ve birincil yorumları yapacağız.
Sulu çözeltideki sodyum hidroksit ile hidrojen florürün reaksiyonunu göz önüne alın;
Sodyum
hidroksit
Hidrojen
florür
Su
Sodyum
florür
Eşitlik yazımında genel yapılan yol atomlara daha çok önem verilmesidir, elektronlara o kadar
önem verilmez. Bunun en iyi izleyicisi; iyonları silerek, paylaşılmayan elektron çiftlerini
göstererek, kovalent bağları oluşturarak ve kırarak gösterebiliriz. Sodyum hidroksit ve hidrojen
florürün her ikisi de suda tamamıyla iyonlaşır. Bu yüzden eşitliğin her iki tarafında da görülen Na+
izleyici iyondur. Hidrojen florür zayıf bir asittir ve suda disosiye olmamış bir halde bulunur.
Şimdi eğri oku elektron akış yönünü göstermek için kullanırız. Elektronlar yüksek elektron
yoğunluklu bölgelerden (paylaşılmamış elektron çifti, negatif yük) düşük elektron yoğunluklu
bölgeye hareket eder.
Hidroksit oksijenin paylaşılmamış bir elektron çifti hidrojen florürün pozitif yüklü polarize olmuş
hidrojeni ile kovalent bağ yapmak için kullanılır. H ve F arasındaki kovalent bağ kırılır, bu bağdaki
elektron elektron çifti flor iyonunun paylaşılmamış elektron çiftini oluşturur. Eğri oklar elektron
çiftinden çıkar, bu durumda hidroksit oksijeninin elektron çifti ve HF’nin kovalent bağdaki
paylaşılmamış çifti durumunda eğri oklar elektron çiftlerinden çıkar. Eğri oklar bir atomda veya
iki atom arasında yok olur.
Atomların hareketini göstermede eğri okların arka kısımları kapatılmıştır. Bu genel uygulamada
çok seyrektir ve çok az görülür.
Elektronların atomlara odaklanması atomlardan daha kolaydır. Görülen elektron akışı
öğrendiğiniz organik kimyanın beklediği değerden az değildir. Aslında temel fikir özel
reaksiyonda ne olup bittiğini tam olarak bilmektir.
Problem 1.22. Hidro klorik asitten aşağıdaki bileşiklere proton transferi için eşitlikleri
yazın;
a. Amonyak
b. Trimetil amin (CH3)3N
Elektronların hareketini göstermek için eğik ok kullanın ve asit, baz, konjuge asit ve
konjuge baz şeklinde belirtin.
ÖRNEK ÇÖZÜM; Bir proton HCl’den :NH3’e transfer olduğunu söyledik. Bu yüzden HCl
Bronsted asidi ve :NH3 Bronsted bazıdır.
Asit disosiasyon sabitiArrhenius yaklaşımındaki gibi Browsted-Lowry bakış açısı benzer
yapıdadır, ama H+ yerine H3O+ konsantrasyonu verilir.
[H3O+] ve [H+] konsantrasyon terimleri denge sabiti eşitliğinde eşit miktarda kabul edilir.
Amonyak
(Baz)
Hidrojen
klorür
(Asit)
Amonyum
iyonu
(Konjuge asit)
Klorür
iyonu
(Konjuge baz)
Su reaktan olduğu halde (Browsted asidi) Ka için denklemde onun konsantrasyonu görülmez. Çünkü o çözücüdür.
Denge sabiti eşitliği için kabul; saf katı, sıvı ve çözücüler için denge sabitinin içine alınmıştır. Bir baza proton
vererek Brownsted asidi olabilir. Mesela sodyum amit (NaNH2) kuvvetli bazik amit iyonunun kaynağıdır, suyla
amonyak vermek üzere reaksiyona girer.
Amin
iyonu
Su
(asit)
Amonyak
Hidroksit iyonu
Problem 1.23. Potasyum hidrit,bazik hidrit iyonunun kuvvetli kaynağıdır. (:H -). Su ile hidrit
iyonunun reaksiyonu için eşitliği yazın elektron hareketlerini eğri okla gösterin. Hidrit iyonunun
konjuge asiti nedir?
Tablo 1.7. Asitlerin disosiye sabitlerini ve onların konjuge bazlarını listelemektedir. Liste bu noktada bizim ihtiyaç
duyduğumuzdan daha geniştir. Ama kitabın içinde asit-baz davranışları ile ilgili yeni bakış açılarını gördükçe buna
geri döneceğiz. Tablo yukarıdan aşağıya doğru asitlik kuvvetleri düşecek şekilde sıralanmıştır. Bunun tersine
konjuge bazın kuvveti aşağıdan yukarıya artacak şekildedir. Böylece zayıf asidin konjuge bazı zayıf, kuvvetli bazın
konjuge asidi zayıftır.
Tablo 1.7
Asit
Hidrojen iyodür
Hidrojen bromür
Sülfürik asit
Hidrojen klorür
Hidronyum iyonu
Nitrik asit
Hidrojen sülfat
iyonu
Hidrojen florürü
Anilinyum iyonu
Asetik asit
Pridinyum iyonu
Karbonik asit
2,4-pentandion
Hidrojen siyanür
Amonyum iyonu
Glisin
Fenol
Hidrojen
karbonat iyonu
Metanotiol
Dimetil
amonyum iyonu
Etil asetoasetat
Dietil malonat
Metanol
2-Metil propanal
Su
Asitlerin Disosiasyon Sabitleri (pKa)
pKa
Formül
Konjuge Baz
Bahsedildiği
bölüm
Tablo 1.7
Asit
Etanol
Siklo pentadien
Asitlerin Disosiasyon Sabitleri pKa (devamı)
pKa
Formül
Konjuge baz
Tartışılan bölüm
İzopropil alkol
Ter-Bütil alkol
Aseton
Metil bütanoat
Asetien
Amonyak
Diizopropilamin
Benzen
Etilen
Metan
Etan
pKb OLDUĞU DURUMDA NE YAPMALIYIZ?
Asitler ve bazlar arasındaki konjugasyon bağıntısını müsait kılan Brownsted-Lowry yaklaşımı ayrı değişmez bir
bazlık sabitinin zorunluluğunu kaldırır. Asitler için Ka ve bazlar için Kb sabitlerini ayrı şekilde listelemek yerine,
genel uygulamada tablo 1.7’de yapıldığı gibi sadece Ka veya pKa verilir. Bağıl bazlık değerleri söz konusu olduğunda
zayıf asidin konjuge bazının kuvvetli kuvvetli bazın konjuge asidinin zayıf olduğunu ve tabloda uygu asit baz çiftinin
bulunduğunu unutmayın.
Mesela amonyak ve piridinin bazlık sabitlerini karşılaştırmak istersek
Amonyak
Piridin
Kuvvetli baz zayıf asitten türetilir. Bu yüzden konjuge asidini vermek üzere amonyağa bir proton eklendiğinde
(amonyum iyonu) ve piridine konjuge asiti (pridinyum iyonu) vermek üzereproton eklendiğinde her ikisi için
pKa’ları şu şekilde olur.
Amonyum iyonu
pKa
9.3
zayıf asit
Pridinyum iyonu
5.2
kuvvetli asit
Amonyum iyonu pridinyum iyonundan zayıf bir asittir, bu yüzden amonyum pridinden daha kuvvetli bazdır.
Tablo 1.7’de listelenen konjuge baz olan anyonlar genelde sodyum veya potasyum tuzlarının karşılığıdır. Bu yüzden
sodyum metaoksit (NaOCH3), metaksit iyonunun kaynağıdır ve onun konjuge bazı metanoldür.
Problem 1.24. Aşağıdaki çiftlerin hangisi kuvvetli bazdır?(Dikkat:bu bilgi bölüm 9’a ulaştığınızda size
faydalı olacaktır.
a. Sodyum etaoksit (NaOCH2CH3) veya sodyum amit (NaNH2)
b. Sodyum asetilit (NaC≡ CH) veya sodyum amit (NaNH2)
c. Sodyum asetilit (NaC≡ CH) veya Sodyum etaoksit (NaOCH2CH3)
ÖRNEK ÇÖZÜM; a.NaOCH2CH3, Na+ ve CH3CH2O- iyonlarını içerir. NaNH2, Na+ ve NH2- iyonlarını içerir.
CH3CH2O- etanolün konjuge bazıdır, H2N- amonyağın konjuge bazıdır.
Baz
Konjuge asit
Konjuge asitin pKa’sı
CH3CH2OCH3CH2OH
16
H2NNH3
36
CH3CH2O- ‘nin konjuge asidi H2N-‘nin konjuge asidinden daha kuvvetlidir. Bu yüzden H2N-, CH3CH2O-‘den
daha kuvvetli bazdır.
ASİTLİK KUVVETİ YAPIYI NASIL ETKİLER?
Tablo 1.7’deki asitler 70 pKa birimi (1070 Ka’ değerinde) aralıkta dağılmıştır. Bu bölümde moleküler yapı ile asitlik
arasında bağıntı kurmamıza izin verecek bazı genellemeler öğreneceğiz ve oluşturulan bir bileşikteki eğilimler ile
bunun bağıntılarını öğreneceğiz. Asitliği etkileyen yapının bağlı olduğu birkaç y l şunlardır.
1. Proton kaybeden atomun protona yaptığı bağın
2. Proton kaybeden atomun elektronegativitesi
3. İyonizasyonda elektron dağılımıdaki değişiklikler.
Bağ gerginliği: bağ gerginliğinin etkisi hidrojen halojenürlerin asitliğini karşılaştırarak kolayca görülebilir.
Kuvvetli H-X bağı
en zayıf asit
Zayıf H-X bağı
kuvvetli asitlik
Genelde bağ gerginliği periyodik tabloda yukarıdan aşağıya doğru düşer. H-X bağı uzarken; zayıflar, daha düşük
değerlere gelirse kopar ve asitlik kuvveti artar.
Asitlik ve bazlık arasında konjugasyo bağıntısı olduğu için kuvvetli asit (HI), zayıf konjuge baza (I -) sahiptir, ve zayıf
asit (HF) kuvvetli konjuge baza (F-) sahiptir.
Problem 1.25. hangisi kuvvetli asittir,H2O veya H2S? Hangisi kuvvetli bazdır OH- veya HS-? Tablo
1.7’deki bilgilere karşı ön görümüzü kontrol edin.
Elektronegatiflik; asitliğe elektronegativitenin etkisi hidrojen ve ikinci sıra elementleri C, N, O ve F arasındaki
oluşan bağlanma sıralanmasında açıktır. Hidrojene daha elektro negatif bir atom (A) bağlandığında Hδ+-Aδpolarizasyonu oluşur ve H daha kolay H+ şeklinde kaybedilir. Benzer sonuçlara alternatif bir yaklaşım proton
transferi için eşitliği temel alır. Özellikle eğri oklarla gösterildiği gibi elektron akışına uyumludur.
Burada H-A bağı kırıldığında bağdaki her iki elektron A tarafından alındığı görülmektedir. Daha elektronefgatif A
atomu kolayca elektron akışını kendi yönüne çevirebilir.
İki etki; bağ kuvveti ve elektronegatiflik bir birine karşı geldiğinde hidrojen halojenürlerde görülen pKa’ların
durumunda görüldüğü gibi periyodik tablonun benzer guruplarda elementler karşılaştırıldığında bağ kuvveti daha
az önemlidir. Flor elektronegatiftir ve iyot halojenürler içinde en az elektronegafiftir, ama HF daha zayıf asitken HI
daha kuvvetli asittir. Elektronegativite periyodik tabloda aynı sıradaki elementler karşılaştırıldığında daha önemli
bir faktördür.
Problem 1.26. Tablo 1.7’deki sonuçlara bakmadan bu problemleri çözün.
a.Hangisi kuvvetli asittir
b. Hangisi kuvvetli bazdır
Örnek çözüm; a. İyonlaşa bilir proton (CH3)3N+H’da N’a bağlıdır ve (CH3)3O+H’da O’ya bağlıdır.
Azot ve oksijen periyodik tabloda aynı sıradadır, bunlar bağıl elektronegativite belirleme
faktörüdür. Oksijen azottan daha elektronegatiftir, bu yüzden (CH3)3 O+H, CH3)3N+H’dan daha
kuvvetli asittir.
Asitlerin çoğunda asit protonu oksijene bağlıdır. Bu gibi bileşikler suyun türevi gibi görülebilir. Organik bileşikler
arasında suya en çok yaklaşan tür alkollerdir. Çoğu alkol suda zayıf asittir, metanol diğerlerine göre biraz daha
kuvvetlidir.
Su
Metanol
Etanol
İzopropil alkol
ter-Bütil alkol
Moleküldeki elektro negatif guruplar direkt iyonlaşa bilen protona bağlanmadığı durumda aitlik durumunu
etkileyebilir. Etanolde CH3gurubu CF3 gurubuyla yer değiştirildiğinde karşılaştırırsak;
Etanol
2.2.2-tri floro etanol
Şunu görmekteyiz C-H bağının C-F ile yer değiştirmesi O-H protonunun asitliğinde 4.7 pKa birimi artış olmaktadır.
Bu artış 104.7 Ka değeri farklılığına karşılık gelir. Bu asitlik artışı için en basit açıklama flor atomunun elektronları
kendine doğru çekmekte ve bu çekim bağ boyunca aktarılmaktadır. Bu çekimle O-H protonun pozitif karakterini
artırmaktadır.
Artan pozitif karakter, asitliği de artırdığı için 2,2,2-trifloroetanolün O-H protonunun asitliğindeki artış şekil 1.8.’de
gösterilen elektrostatik potansiyel haritasında görebiliriz.
Bunun gibi bağ boyunca aktarılan yapısal etkile indükleyici etkiler olarak isimlendirilir. Bu gurup kendisi ve onun
uzak bölgesi arasındaki bağların polarizasyonunu indükler. Benzer indüktif etkiler asetik asit ve onun türevi
trifloroasetikasit karşılaştırıldığında görülmektedir. Trifloroasetikasit asetikasitten 4 pKa birimi daha kuvvetli asittir.
Asetik asit
Trifloro asetik asit
İndüktif etkiler gurubun elektronegativitesine ve etkilenen bölge ile gurup arasındaki bağ sayısına bağlıdır. Bağ
sayısı artarken indüktif etkiler azalır.
Trifloro asetik asit
Etanol
Şekil 1.8. Etanol ve 2,2,2-trifloroetanolün elektrostatik potansiyel haritaları. Önce söylendiği gibi
2,2,2-trifloroetanoldeki OH protonu civarında daha mavi ve daha az yeşil bölgeler bulunmaktadır,
bu protonlar büyük derecede pozitif yüke sahiptir ve etanol protonundan daha asidiktir.
Konjuge bazlardaki elektron delokalizasyonu; genellikle pKa -1.4 ile nitrik asit tamamen suda iyonlaşır. İndüktir
etkiler üzerine birkaç şey söylemek için nitrik asidin Lewis yapısına bakarsak şunları görürüz. Nitrik asitteki N atomu
sadece kendiğinden elektronegatif değil, -OH gurubundan elektronları kendine doğru çekebilme özelliğini artıran
+1 formal yüküne de sahiptir.
İndüktif etki hikayenin sadece bir kısmıdır. Nitrik asit protonunu suya transfer ettiğinde nitrat iyonu oluşur.
Nitrik asit
(asit)
Su
(baz)
Nitrat iyonu
(konjuge baz)
Hidronyum iyonu
(konjuge asit)
Nitrat iyonu elektron delokalizasyonu ile kararlı hale gelmiştir, bunu üç çeşit Lewis yapısı arasında rezonans
terimiyle gösterebiliriz.
Negatif yük eşit şekilde üç oksijen tarafından paylaşılır. Elektron delokalizasyonu ile nitrat iyonunun kararlılığı
denge sabiti bilgisinde artmaktadır.
Problem 1.25. Nitrat iyonundaki her oksijenin ortalama formal yükü nedir?
Benzer elektron delokalizasyonu asetat iyonu ve benzer türde kararlılık sağlar.
Asetatın her iki oksijeni negatif yükü eşit olarak paylaşırlar asetik asit için Ka’daki bu çevrim, yükün tekbir oksijen
üzerinde bulunduğu yapıdan daha büyüktür.
Problem 1.28. İyonizasyon sırasında benzer konjuge baz yapıları gösteren iki bileşiğin uygun
rezonans yapıları gösterilmektedir. O yada S hangi atom negatif yükü daha fazla üzerine alır.
ve
Organik kimya trendler için iyi bir analog ve bakış ile iyi sonuçlar sağlar. Bu bölümde bizim ortaya koyduğumuz
rezonans çeşidi yapı ve özellik arasındaki bağlantı hakkında daha fazla şey öğrenirken konuya olan bilmişliğiniz de
artacaktır.
ASİT BAZ DENGELERİ
Her hangi bir proton transferi reaksiyonunda
Asit + Baz
Konjuge asit + Konjuge baz
Soruda biz dengenin ürünler veya girenler yönüne değişip değişmeyeceğine yoğunlaşırız. Bunu belirlemenin en
kolay yolu şudur; reaksiyon kuvveti asit ve kuvvetli bazı zayıf asit ve zayıf baza çevirecek doğrultuda ilerler.
Kuvvetli asit + Kuvvetli baz
K>1
Zayıf asit + Zayıf baz
Bu genelleme daha basit hale getirile bilir. Bir reaksiyon kuvvetli asit sol tarafta ve zayıf asit sağ tarafta olduğunda
daha tercih edilir olacaktır. Bunun manası denge protonun daha zayıf tutulduğu asit yönündedir.
İlk olarak suya HBr gibi kuvvetli asitlerin eklendiği duruma bakılır. Brownsted asit-baz reaksiyonları için eşitlik şu
şekilde oluşur;
Su
Hidrojen bromür
pKa=-5.8
Kuvvetli asit
Hidronyum iyonu
pKa = -1.7
Zayıf asit
Bromür iyonu
Burada sağdaki ve soldaki asitlerin hangisinin kuvvetli olduğuna karar vermek için pKa’ları karşılaştırılır. (unutmayın
pKa’sı daha küçük olan daha kuvvetli asittir). Soldaki asit HBr’nin pKa’sı -5.8 dir. Sudaki asit H3O+ -1.7 pKa’ya
sahiptir. Kuvvetli asit (HBr) solda ve zayıf asit (H3O+) sağdadır, dengenin yönü sağa doğrudur. Üstelik 4 birimden
daha fazla pKa birimi farklılık ürünlerin yönünü tam olarak belirlemede denge sırasında yeterli bir büyüklüktür.
HBr’nin suyla reaksiyonu ve asetik asitin suyla reaksiyonunu karşılaştıralım;
Su
Asetik asit
pKa = 4.7
zayıf asit
Hidronyum iyonu
pKa = -1.7
kuvvetli asit
Asetat iyonu
Burada asetik asit zayıf asittir ve soldadır ve kuvvetli asit (hidronyum iyonu) sağdadır. Denge sabiti birden düşüktür
ve dengenin yönüsağa doğrudur.
Problem 1.29. Aşağıdaki Bronsted bazları için asetik asitle girdiği reaksiyonda birden daha büyük denge
sabitleriyle karakterize edilir.
a. Amonyak
b. Florür iyonu.
ÖRNEK ÇÖZÜM; a. bir asit baz reaksiyonu için eşitlik yazmakla işe başlarız. Amonyak Bronsted bazıdır
ve asetik asidin –OH gurubundan proton kabul eder. Amonyak konjuge asite çevrilirken asetik asit
onun konjuge bazına çevrilir.
Amonyak
Asetik asit
pKa = 4.7
kuvvetli asit
Amonyum iyonu
pKa = 9.2
zayıf asit
Asetat iyonu
pKa bakış açsından asetik asidi amonyum iyonundan daha kuvvetli asit olarak görmekteyiz. Bu yüzden
denge sağa doğrudur K denge sabiti 1’den büyüktür.
Asit baz dengesini analizde pKa’ların bağıl değerlerinin kullanımında iki önemli nokta vardır.
1. Kuvvetli ve zayıf, asitler ve bazlar arasında açıkça ayrım yapmamıza izin veren fark şudur; bir kuvvetli asit
H3O+’dan daha kuvvetli olan asittir, tersine zayıf asit H3O+’dan daha zayıf olan bir asittir.
Mesela sülfürik asidin birinci ve ikinci iyonlaşmaları için pKa’lar sırayla -4.8 ve 2.0 dır. Sülfürik asit
(HOSO2OH) kuvvetli asittir, hidrojen sülfat iyonu (HOSO2O-) zayıf asittir.
Benzer şekilde kuvvetli baz HO-‘den daha kuvvetli olan bazdır. Mesela genel bir yanlış anlama zayıf asidin
konjuge bazının kuvvetli olduğudur. Bu bazen doğrudur ama her zaman doğru değildir. Bu mesela zayıf asit
olan amonyak için çok zayıf asittir (pKa=36). Onun konjuge bazı amit iyonu (NH2-) OH- dan çok daha
kuvvetli bazdır. Buna karşın asetik asit için bu doğru değildir. Asetik asit ve onun konjuge bazı asetat iyonu
zayıftırlar. Zayıf asidin konjuge bazı asit sudan daha zayıf asit olursa kuvvetli olacaktır.
2. Dengede önemli miktarda kuvvetli asit bulunurken suda çözünmüş kuvvetli asit H 3O+ dır. Suda zayıf asit
çözündüğünde dengede önemli miktarda kuvvetli asit bulunurken zayıf asidin kendisi kalır.
Örneğin *H3O++=1.0M, HBr’nin 1.0M sulu çözeltisinde bulunur. Disosiyeolmamış HBr molekülünün
konsantrasyonu sıfıra yakındır. 1.0 M sulu asetik asit çözeltisinde *H3O++=0.004M dır. Disosiye olmamış
asetik asit molekülünün konsantrasyonu 1.0M ‘a yakındır. Benzer şekilde OH - kuvvetli baz sulu çözeltide
önemli miktarda bulunabilir.
Problem 1.30. Verilen 1L suda 1.0mol sülfürik asidin çözünmesiyle hazırlanan çözeltide
konsantrasyon düşüşü sırasına koyunuz. (Herhangi bir hesaplama yapmak zorunlu değildir)
H2SO4, HSO4-, SO42-, H3O+
Bronsted Lowry bakışı doğrultusunda asit-baz reaksiyonlarını analiz edersek henüz görülmeyen başka
faydalar da sağlarız. Tablo 1.7.’de konjuge bazlarla ilintili olarak asitlik kuvvetinin düştüğü görülmektedir. Bu
değerler proton transferinin yönünü öngörmede de kullanılabilir. Asitten baza proton transferinin gerçekleştiği
asit-baz reaksiyonları tablonun alt tarafında bulunur ve kabul edilebilir bir denge sabitine sahiptir. Asitten baza
proton transferinin olduğu tercih edilmeyen reaksiyonlar tablonun üzerinde yer alır. Fenolden hidroksit iyonuna
proton transferi için denge sabiti 1’den büyüktür, fakat fenolden hidrojen karbonat iyonuna proton transferi için
1’den küçüktür.
Fenol
Hidroksit
iyonu
Fenoksit iyonu
Fenol
Hidrojen
karbonat iyonu
Fenoksit iyonu
Su
Karbonik asit
Hidroksit iyonu tablo 1.7.’de fenolün altındadır. Hidrojen karbonat iyonu fenolün üzerinde bulunur. Gösterilen
reaksiyonun tipik sonucu NaOH yeterince kuvvetli bazdır ve fonulü fenoksit iyonuna çevirir, ama NaHCO3 bunu
yapamaz.
Problem 1.31. Sağdaki asidin solundaki asitle pKa’larını karşılaştırarak sağda yer alan hidroksit
iyonu ve fenol arasındaki reaksiyon için denge pozisyonunu doğrulayın, hangisi kuvvetli asittir?
Fenolün hidrojen karbonatla olan reaksiyonuna benzer şekilde yapın.
LEWİS ASİTERİ VE LEWİS BAZLARI
Elektron nokta formülünü öneren G.N.Lewis asit ve bazlar hakkında Bronsted-Lowry yaklaşımından daha genel bir
yaklaşımla düşünme yolunu önermiştir. Bronsted-Lowry asitlere ve bazlara proton veren ve proton kabul eden
(pozitif olarak yüklü) olarak göstermektedir, Lewis bunun tersini söylemiş ve elektron çiftlerine (negatif olarak
yüklü) odaklanmıştır. Lewis yaklaşımı doğrultusunda bir asit elektron çifti alıcısıdır ve bir baz elektron çifti
vericisidir.
Eğer Lewis tanımlarını zar zor uygulamak istersek Lewis asit ve Lewis bazı arasındaki reaksiyon için bir eşitlik
yazabiliriz.
Lewis asidi
Lewis bazı
Lewis bazındaki paylaşılmamış bir çift elektron Lewis asit ve Lewis bazı arasında kovalent bağ oluşturmak için
kullanılır. Lewis asit ve Lewis bazı eşitlikte iyon olarak görünür ama iyon olmaya da bilirler. Eğer her ikisi de nötral
moleküllerse analok eşitlik şu şekle dönüşür;
Lewis asidi
Lewis bazı
Örnek bir reaksiyonla bunu şu şekilde gösterebiliriz;
Bor triflorür
(Lewis asiti)
Dietil eter
(Lewis asit)
“Bor triflorür eterat”
(Lewis asit-Lewis baz kompleksi)
Bu reaksiyonun ürünü ‘bor triflorür eterat’ özel olarak Lewis asit-baz kompleksi olarak isimlendirilir. Beklenmedik
şekilde görülebilir ama reaktanların yapısından farklı özelliklere sahip şekliyle kararlı halde görülebilir. Mesela bu
kompleksin kaynama noktası (126oC) kaynama noktası 100oC olan bir gaz olarak bor triflorürden ve kaynama
noktası 34oC olan bir sıvı olarak dietil eterden daha yüksektir.
Problem 1.32. Bor triflorür ve dimetil sülfit arasındaki Lewis asit-baz reaksiyonu için eşitliği yazın
[(CH3)2S+ elektronun akışını göstermede eğri okları ve eğer varsa formal yükleri göstermede kullanın.
Lewis asit Lewis baz fikri bir atom veya bir başka gurupla yer değiştirildiğinde bazı sübsütüsyon reaksiyonlarını da
içerir.
Hidroksit iyonu
(Lewis bazı)
Bromometan
(Lewis asidi)
Metanol
Bromür iyonu
Bromo metandaki karbon atomu eğer brom iyonu ile yaptığı kovalent bağ kırılır ve her iki elektron brom iyonunun
paylaşılmamış elektron çifti haline gelirken, elektron çifti kabul edebilir hale gelir. Bu şekilde bromometan
reaksiyonda Lewis asidi olarak görev yapar.
Dikkat ederseniz bir önceki reaksiyona benzer şekilde bize tanıdık gelecektir.
Hidroksit iyonu
(Lewis bazı)
Hidrojen bromür
(Lewis asidi)
Su
Bromür iyonu
Açıkca iki reaksiyon benzerdir ve hidrojen bromür ve hidroksit iyonu arasındaki reaksiyon hem Bronsted asit-baz
reaksiyonu hem de Lewis asit-baz reaksiyonudur. Bronsted asit-baz reaksiyonu Lewis asit-baz reaksiyonunun bir alt
kategorisidir.
Çoğu önemli biyokimyasal reaksiyon Lewis asit Lewis baz kimyasına uygun reaksiyonlardır. Karbonik asit karbonik
anhidraz enziminin varlığında hızlıca hidrojen karbonata çevrilir.
Hidroksit iyonu
Karbon dioksit
Hidrojen karbonat iyonu
Karbon dioksitin karbon atomunun kısmi pozitif yük taşıdığını çünkü elektronlarının karbona bağlı oksijenler
tarafından çekildiğini yeniden söyleyelim. Hidroksit iyonu pozitif olarak polarize olmuş karbona (Lewis bazına ) bağ
yapar. Karbon oksijen bağındaki elektronun bir çifti oksijenin üzerine paylaşılmamış elektron çifti olarak karbondan
kayar.
Lewis bazları diğer bir atomla bağ yapmak için paylaşılmamış elektron çiftlerini kullanabilirler ve nülleofil olarak
tercih edilirler. (çekirdek arayan). Tersine Lewis asitleri elektrofildir (elektron arayan). Bölümler içinde bu terimleri
yüzlerce kez kullanacağız.
ÖZET
Bu bölüm neredeyse kimyanın tamamı olan yapı ve özellikler arasındaki bağıntıları bize hatırlatarak diğer tüm
bölümler için bir zemindir. Bölüme Lewis yapılarına bakışla başlayıp Arhenius, Bronsted-Lowry ve Lewis asitbazlarının durumunu tartışarak devam ettik ve asitlik ile bazlık üzerine yapının etkisini tartıştık.

Bölüm 1.1. Atomlar ve elektronlar hakkında bazı temel bilgilere yeniden bakışımız atomların dalga
fonksiyonları, orbitalleri ve elektron konfigürasyonlarının tartışmasına yol açmıştır. Nötral atomlar
çekirdeklerinde protonların sayısı elektronların sayısına eşittir. Bunlar elektronların artan enerjileri
düzeninde bir orbitalde iki elektrondan fazlası bulunmamak üzere doldurulurlar. Bu kitaptaki
karşılaşılan atomik orbitaller çoğunlukla s orbitalleri (küresel simetrik) ve p orbitalleri(halter şeklinde)
dir.
Karbonu 2sorbitalinin sınır yüzeyi


Karbonun 2p orbitalinin sınır yüzeyi
Bölüm 1.2. Bir iyonik bağ iki karşıt yüklü iyonlar arasındaki elektrostatik çekimkuvvetidir. Periyodik
tablonun üst sağ kısmındaki atomlar özellikle flor ve oksijen anyon yapısında elektron kazanma
eğilimindedirler. Periyodik tablonun soluna doğru olan elementler özellikle sodyum gibi metaller
anyon yapısında elektron kaybetme eğilimindedirler. Karbon iyonik bağlı bileşiklerinde katyon veya
seyrek olarak anyon şeklindedir.
Bölüm 1.3. Karbonun yaptığı çok genel bir bağlanma çeşidi kovalent bağdır. Kovalent bağ iki atom
arasında elektron çiftinin paylaşılması ile olur. Lewis yapıları okted kuralı doğrultusunda yazılır, bu
kurala göre ikinci sıra elementleri Valens tabakalarına sekizden fazla elektron bulunmaz bu bileşiklerin
çoğunda karbon dört bağa sahiptir.
Her karbon etil alkolde dört bağa sahiptir
oksijen ve her karbon sekiz elektronla çevrilidir



Bölüm 1.4. Çoğu organik bileşik karbonun çift ve üçlü bağına sahiptir. Dört elektron çift bağ tarafından
sağlanır, altı tanesi üçlü bağda sağlanır.
Etilen karbon-karbon çift bağına sahiptir asetilen karbon-karbon üçlü bağına sahiptir.
Bölüm 1.5. Elektronegativiteleri farklı iki atom kovalent bağ ile bağlandıklarında bağ elektronları daha
elektro negatif elemente doğru kayar
Karbon florür bağındaki elektronlar karbondan flora doğru emilir.
Bölüm 1.6. Moleküldeki eklenen elektronlar ve yük dağılımı kat sayısının yapıyı nasıl etkilediği hakkında
bilgimiz olması zorunludur. Lewis yapısındaki bir atom nötral, pozitif yüklü veya negatif yüklü olabilir.
Bir molekülün Lewis yapısındaki bir atomun formal yükü o atomun nötral halindeki elektronlarının
sayısı ile moleküldeki elektron sayısı hesaplanarak yapılabilir.





Formol yük =(nötral atomdaki elektron sayısı)-(paylaşılmamış çifte elektron sayısı)1/2(kovalent bağdaki elektronların sayısı)
Bölüm 1.7. Bu bölümdeki orgabik moleküller için Lewis yapıları yazdığınızda tablo 1.4’deki prosedürle
uygulanır. Bilginin deneysel olarak belirlenmesiyle moleküler formül ve bileşenler oluşturur. (Atomların
bağlanma düzeninde)
Asetik asidin Lewis yapısı
Bölüm 1.8. Benzer moleküler formüle sahip farklı bileşikler izomer olarak isimlendirilir. Eğer atomlar
farklı düzende bir birine bağlandıkları için farklı şekiller de ise bunlara yapısal izomeri denir. Form amit
(solda) ve form aldoksim (sağda) yapısal izomerilerdir. Her ikisi de benzer moleküler formüle sahiptir
(CH3NO) ama atomlar farklı düzende bir birlerine bağlanmışlardır.
Bölüm 1.9. Çoğu molekül sadece elektronların yerlerindeki farklılık nedeniyle iki veya daha fazla Lewis
yapısı ile gösterebiliriz. Bu gibi yapılarda elektronlar delokalize olmuşlardır ve gerçek elektron dağılımı
rezonans olarak isimlendirilen Lewis yapısına katkıda bulunan hibritlerdir.
Rezonans için kurallar tablo 1.5’de özetlenmiştir.
Form amidin iki Lewis yapısı (rezonans formu) atomlar benzer düzende birbirine
bağlanmışlardır ama elektronların düzenlenmesi farklıdır.
Bölüm 1.10. Molekülün şekilleri Valens tabakası elektron çifti itmesinin temelinde öngörülebilir.
Tetrahedral düzenlenme dört elektron çiftinin maksimum ayrımını sağalar (solda); üçgen düzlem
düzenlenme üç elektron çiftinin en iyi artımı (ortada) ve iki elektron çifti için doğrusal düzenleme en
uygunudur.
Bölüm 1.11. Molekülün şeklinin ve farklı bağlarının polaritesinin bilinmesi moleküler dipolmomentin varlığı
yada yokluğuna ve onun yönünğ ön görmemize izin verir
Su ve karbon dioksitin her ikisi polar bağlara sahiptir,
fakat su polar bir molekül iken karbon dioksit değildir.

Bölüm 1.2 Arhenüs tanımı doğrultusunda bir asit suda iyonlaştığı zaman proton (H+) üretir ve baz
iyonlaştığı zaman (OH-) hidroksit iyonu üretir. Bir asitin kuvveti sulu çözeltideki iyonizasyon için denge
sabiti Ka ile verilir.
Daha uygun şekliyle pKa;

Bölüm 1.13.Bronsted-Lowry tanımı doğrultusunda bir asit proton verici bir baz proton alıcıdır.
Baz



Asit
Konjuge
asit
Konjuge
baz
Bölüm1.14. Asit-bazlara Bronsted Lowry yaklaşımını Arhrnius yaklaşımından genel olarak daha kullanışlıdır.
Bölüm 1.15. Bir asidin kuvveti protona bağlı atoma bağlıdır. iki temel faktör H-X bağının gerginliği ve X’in
elektronegativitesi. Bağ gerginliği periyodik tablonun benzer guruplarında atomlar için daha önemlidir.
Elektronegatif atomun atomda bulunup bulunmadığına göre indüktif etki ile asitlik artabilir. Konjuge
bazdaki elektron delokalizasyonu Lewis yapıları arasındaki rezonans ile aktarılan yapılarda asitlik
artmaktadır.
Bölüm 1.16. asit baz reaksiyonundaki dengenin pozisyonu zayıf asit yönünde ilerler
Kuvvetli asit + Kuvvetli baz
K>1
Zayıf asit + Zayıf baz
Bu çok kullanışlı bir eşitliktir. Farklı Bronsted Lowry asitlerinin pKa’nın tablo 1.7’de verilen değerler ile size
daha tanıdık gelen asitler ve bazların Bronsted Lowry tanımı doğrultusunda eşitlikleri yazmalıyız.
 Bölüm 1.17. Asit ve bazların Lewis tanımı Arhenius veya Bronsted Lowry ile yapılan tanımdan daha genel
bir tanımdan daha genel bir bakışla asit-baz reaksiyonlarını incelemektedir. Bir Lewis asidi elektron
alıcısıdır. Bir Lewis bazı bir elektron çifti vericisidir. Lewis yaklaşımında Bronsted Lowry yaklaşımının
tersine Lewis asiti elektron alıcısı iken diğerinde bir protonun bulunduğu bir alt kategoridir.
Problemler
1.33. Aşağıdaki her bir tür ile bu kitabın bazı noktalarında karşılaşacaksınız. Bunların hepsi benzer sayıda atomların
ve benzer sayıda elektronlara sahiptirler, bunlara izoelektronik denir. Özel atomlar eğer varsa verilen Lewis
yapısındaki formal yükleri gösterin ve her bir tür için net yükü verin.
1.34 Bu kitaptaki aşağıda izoelektronik türlerin her biriyle karşılaşacaksınız bu üçyapı için bir önceki problemdeki
gibi yapın
1.35. Aşağıdaki bileşiklerin hepsi I. Gurup metal katyonu ve tetrahedral anyon arasındaki iyonik bağlanma ile
karakterize edilmiştir.
a. NaBF4
c. K2SO4
b. LiAlH4
d. Na3PO4
her bir anyon için Lewis yapısını, üzerindeki formal yükü göstermeyi unutmadan oluşturun.
1.36. Aşağıdaki türlerin her birindeki tüm atomların formal yüklerini ve bunların net yüklerini belirleyin.
1.37. Aşağıdaki Lewis yapılarının her birindeki oksijenin formal yükü nedir?
1.38. Aşağıdaki organik moleküllerin her biri için Lewis yapısını yazın.
a. C2H5Cl (etil klorür, deri yaralanmalarında sprey olarak sıkılan bir aeresoldür.)
b. C2H3Cl (vinil klorür. Polivinil klorür veya PVC’nin başlangıç materyali)
c. C2HBrClF3 (Halotan; yanmayan anestezik bir gazdır, tüm florürler aynı karbona bağlanmıştır)
d. C2Cl2F4 (freon 114; kısmi olarak soğutkan olarak kullanılır ve ileri iten aeresol olarak kullanılır. Her karbona bir
klor bağlanır.)
1.39. CH3NO için gösterilen birim yapıyla karakterize edilen izomerler için yapısal formülleri yazın. Son yapıdaki
atomların hepsi formal yüke sahiptir.
a. C-N=O b. C=N-O c. O-C=N d.O=C-N
1.40. A,B ve C’nin yapısal formüllerini ön görünüz.
a.
b.
c.
d.
e.
f.
g.
A,B ve C yapısal izomerimidir yoksa rezonans formüllerimidir?
Hangi yapı negatif yüklü karbon içerir?
Hangi yapı pozitif yüklü karbon içerir?
Hangi yapı negatif yüklü azot içerir?
Hangi yapı pozitif yüklü azot içerir?
Hangi yapı negatif yüklü oksijen içerir?
Hangi yapı elektriksel olarak nötraldir?(pozitif ve negatif yüklerin toplamı birbirine eşittir) bunlar katyon
mudur anyon mudur?
h. Hangi yapı daha kararlıdır?
i. Hangi yapı daha az kararlıdır?
1.41 A,BC ve D yapısal formüllerini göz önüne alarak
(a) Hangi yapılar pozitif yüklü karbon içerir?
(b) Hangi yapılar pozitif yüklü azot içerir?
(c) Hangi yapılar pozitif yüklü oksijen içerir?
(d) Hangi yapılar negatif yüklü karbon içerir?
(e) Hangi yapılar negatif yüklü azot içerir?
(f) Hangi yapılar negatif yüklü oksijen içerir?
(g) Hangi yapılar elektriksel olarak nötraldir (eşit sayıda pozitif ve negatif yük içerir)? Onlardan biri katyon mudur?
Anyon mudur?
1.42. Aşağıdaki her bir çifte tek bir türün rezonans yapılarının iki gösterimi olup olmadığını belirleyin veya farklı
yapıl olup olmadığını belirleyin veya farklı yapı olup olmadığını belirtin.
ve
ve
ve
1.43. Aşağıdaki dört yapıdan biri kabul edilebilir rezonans yapısı değildir, yapıyı düzeltin ve neden yanlış yapıdır?
1.44. Benzer atomik bağlantıları sabit tutarak sadece elektronları hareket ettirin. Aşağıdakilerin her biri için daha
kararlı olan Lewis yapısını yazın.
1.45. (a) Üç atomuda oktet kuralına uyan sülfür dioksit için Lewis yapısını yazın. Tüm elektron çiftlerini ve formal
yükleri gösterin. Atomlar OSO düzeninde bağlanmıştır.
(b) Oktet kuralı periyodik tablonun ikinci peryodu altındaki elementler için zorunludur. Sülfüre çift bağ ile
bağlanmış her bir oksijene bağlanmış yapıdaki sülfür dioksit için Lewis yapısını yazın. Tüm elektron çiftlerini ve
formal yükleri gösterin.
1.46. Verilen molekül formüllerine sahip izomerik bileşiklerin sırasıyla tümü için yapısal formülleri yazın.
a. C4H10 b. C5H12 c. C2H4Cl2 d.C4H9Br e. C3H9N
1.47. aşağıdaki formüller için tüm izomeriler için yapısal formülleri yazın.
a. C3H8 b. C3H6 c. C3H4
1.48. Aşağıdakileri içeren C3H6O moleküler formülüne sahip izomerler için yapısal formülleri yazın.
a. Sadece tek bir bağ
b. Bir çift bağa sahip
1.49. Polar kovalent bağ içeren aşağıdaki her bileşik için dipolün pozitif ve negatif yönlerini ├→ sembolü
kullanarak gösterin. İhtiyacınız olursa tablo 12’yi kullanın.
a. HCl b. ICl c. HI d.H2O e. HOCl
1.50. FCl ve ICl bileşikleri benzer büyüklükte (0.9 ve 0.7 sırasıyla) ama zıt yönlerde dipol momente µ sahiptirler.
Birinci bileşikte klor dipolün pozitif ucudur, diğeri ise negatif ucudur. Her bir bileşikteki dipolün yönünü gösterin ve
bunların sonuçlarını açıklayın.
1.51. Aşağıdaki verilen bileşik çiftlerinden hangisinin büyük bir dipol momenti µ olmasını beklersiniz, neden?
veya
veya
veya
veya
veya
veya
veya
1.52. Aşağıdaki her bir tür için karbonun VSEPR metodunu uygulayarak hangi geometriye sahip olduğunu belirtin.
1.53. Aşağıdaki yapısal formülleri daha açık şekilde tüm atomları ve herhangi paylaşılmamış elektron çiftini
gösterecek şekilde açıklayın.
a.
b
c.
yüksek oktanlı benzinin bir bileşeni.
defne yağından elde edilir.
sıçan kulağı yağında bulunan sevilen bir maddedir.
Aromatik analjezik yağ
Rukefort peynirinde bulunur
Benzen organik maddelerin en çok bilinenlerindendir.
Naftalin bazen çok iyi bir kaydırıcı olarak kullanılır.
Nikotin tütünde bulunan toksik bir maddedir
Trian moru; eski zamanlarda deniz salyangozlarından
ekstrakte edilen mor boya
Hegza kloro penten; bir antiseptik
1.54. Organik bileşiğin moleküler formülü C 2H3BrO2 moda sanayinde tüketicilere sunulmuştur. Karbon ve hidrojen
atomlarının sayısı ilk olarak görülür, alfabetik düzende diğer atomlar sıralanır. Verilen moleküler formüller önceki
verilen problemdeki verilen bileşiklere karşılık gelir. Bunların her hangi birinde izomeri varsa nedir?
1.55. aşağıdaki asitlerin her hangi biri için pKa ‘ları verilen değerleri için Ka’ları hesaplayın. Asitliğin düşüşüne göre
bileşikleri sıralayın.
a. Aspirin pKa= 3.48
b. C vitamini (askorbik asit); pKa= 4.17
c. Formik asit bazı (karıncalarda bulunan zehirli bir madde); pKa = 1.19
1.56 Aşağıdakileri asitliği düşecek şekilde sıralayın. Bu bileşiklerin hiç biri tablo 1.7’de bulunmamaktadır. Sizin
sonuçlarınıza yol göstermesi için tablodaki yapılardan benzerlerini kullanabilirsiniz.
1.57. Bazlığın düşüşüne göre aşağıdakileri sıralayın. Bir önceki problemde ön görüldüğü gibi tablo 1.7’den yardım
alabilirsiniz.
1.58. Aşağıdaki durumlardan sadece biri doğrudur. Doğru yapıyı belirlemek için tablo 1.7’deki verileri kullanın.
a. HF zayıf asittir ve konjuge bazı kuvvetlidir.
b. F- zqayıf bazdır ve konjuge asiti kuvvetlidir.
c. NH3 zayıf asittir ve konjuge asiti kuvvetlidir.
d. NH3 zayıf bazdır ve konjuge asiti kuvvetlidir.
1.59. Aşağıdakilerin hepsinin 1.0M sulu çözeltisini göz önüne alın. Hangi çözelti daha baziktir?
a. soydun siyanat (NaCN) veya sodyum florür (NaF)
b. sodyum karbonat(Na2CO2) veya sodyum asetata (NaCO2CH3)
c. soydun sülfat (NaSO4) veya sodyum meta tiyonat(NaSCH3)
1.60.
a. Hangisi kuvvetli asittir (CH3)3NH+ veya (CH3)3PH+?
b. Hangisi kuvvetli bazdır(CH3)3N: veya (CH3)3P:?
1.61. Aşağıda yazılan asitler ile suyun reaksiyonu gerçekleştiği zaman Bronsted asit-bazları için eşitliği yazın.
1.62 Aşağıdaki bazların su ile reaksiyonuna girdiği zaman oluşan Brobsted asit baz reaksiyonunu yazın. Tüm
paylaşılmamış elektron çiftlerini ve formal yükleri, ve elektron hareketlerini eğri oklar kullanarak gösterin.