Lewis Formülleri: Kovalent Bağlı Moleküllerin ve Çok Atomlu İyonların Lewis Formüllerinin Yazılması

Kimyasal bağlar atomların en dış katmanındaki değerlik elektronları arasında oluşur. Amerikalı kimyacı Gilbert N. Lewis, bağlanmayı görünür kılmak için basit bir gösterim önerdi: Elementin sembolü yazılır, değerlik elektronları da sembolün dört yanına nokta olarak yerleştirilir. Buna Lewis sembolü (elektron nokta sembolü) denir. Noktalar önce dört yana birer birer konur, beşinci elektrondan itibaren eşleştirilir. A grubu elementlerinde değerlik elektronu sayısı grup numarasına eşittir. Örneğin 4A grubundaki karbonun 4, 5A grubundaki azotun 5, 6A grubundaki oksijenin 6, 7A grubundaki klorun 7 değerlik elektronu vardır. Aynı gruptaki elementlerin Lewis sembolleri benzerdir; kükürt oksijene, fosfor azota benzer biçimde gösterilir.

Lewis sembolündeki eşleşmemiş (tek) elektronlar atomun kaç kovalent bağ yapmaya yatkın olduğunu gösterir. Azotun 3 tek elektronu ve 1 elektron çifti vardır, bu yüzden genellikle 3 bağ yapar ve üzerinde 1 ortaklanmamış çift kalır. Oksijen 2 bağ yapar ve 2 çift taşır. Flor ve klor 1 bağ yapar ve 3 çift taşır. Karbonun Lewis sembolünde dört elektron dört yana tek tek yerleştirilir. Karbonun kararlı moleküllerde neden dört bağ yaptığı bu gösterimden kolayca anlaşılır. Bu dört bağın uzayda nasıl yönlendiği ise gelecek haftanın hibritleşme konusudur.

Atomlar kovalent bağ yaparak elektron ortaklaşır ve çevrelerindeki elektron sayısını bir soy gaza benzetir. H dışındaki atomlar çevrelerinde 8 elektron bulundurmaya yatkındır, buna oktet kuralı denir. Hidrojen ise helyum gibi 2 elektronla kararlı olur, buna da dublet kuralı denir. Bir atomun elektron sayısı sayılırken hem ortaklanmamış çiftleri hem de katıldığı bağlardaki elektronların tamamı hesaba katılır. Paylaşılan çift, bağın iki ucundaki atomun her birinin elektronu gibi sayılır. Be ve B gibi az sayıda değerlik elektronu olan atomlar bu kuralın istisnalarını oluşturur. Bu istisnaları haftanın son bölümünde ele alacağız.

İki ametal atomu birbirine yaklaştığında, eşleşmemiş elektronlarını ortaklaşarak bir kovalent bağ oluşturur. En basit örnek H₂ molekülüdür. İki hidrojen atomu tek elektronlarını paylaşır, bu çift iki çekirdek tarafından birlikte çekilir ve her iki atom da dubleti tamamlar. Lewis formülünde paylaşılan bu çift iki nokta (H:H) ya da kısa bir çizgi (H–H) ile gösterilir. İki atom arasında paylaşılan çifte bağ yapan elektron çifti, bağa katılmadan yalnız bir atoma ait kalan çifte ise ortaklanmamış elektron çifti (bağ yapmayan çift) denir. Cl₂ molekülünde iki klor atomu arasında bir bağ yapan çift bulunur, her klorun üzerinde de 3 ortaklanmamış çift kalır. Toplam 1 + 6 = 7 çift, yani 14 değerlik elektronu vardır.

Su molekülünde oksijen iki hidrojenle birer bağ yapar ve üzerinde 2 ortaklanmamış çift kalır. Oksijenin çevresinde 2 bağ çifti ile 2 ortaklanmamış çift, yani 8 elektron bulunur ve oktet tamamlanır. Amonyakta azot 3 bağ ve 1 ortaklanmamış çift taşır, metanda karbon 4 bağ yapar ve üzerinde hiç ortaklanmamış çift kalmaz. Ortaklanmamış çiftler sıradan ayrıntılar değildir. Molekülün geometrisini, polarlığını ve başka türlerle etkileşimini doğrudan etkiler. Örneğin amonyaktaki ortaklanmamış çift, H⁺ iyonuna bağlanarak NH₄⁺ iyonunun oluşmasını sağlar.

Bazı moleküllerde atomlar okteti tamamlamak için birden fazla elektron çiftini paylaşır. İki atom arasında 1 çift paylaşılırsa tekli bağ, 2 çift paylaşılırsa ikili bağ, 3 çift paylaşılırsa üçlü bağ oluşur. Oksijen molekülünde (O=O) her O atomu 2 ortaklanmamış çift taşır. Azot molekülünde (N≡N) ise her N atomunun üzerinde 1 ortaklanmamış çift kalır. Aynı iki atom arasında paylaşılan çift sayısı arttıkça bağ kısalır ve güçlenir. Karbon-karbon bağlarında ortalama bağ uzunluğu tekli bağda yaklaşık 154 pm, ikili bağda yaklaşık 134 pm, üçlü bağda yaklaşık 120 pm'dir. Ortalama bağ enerjileri de sırasıyla yaklaşık 348, 614 ve 839 kJ/mol olarak verilir. Lewis formülü bağların sayısını ve türünü gösterir. Ancak atomların uzaydaki gerçek dizilişini (açılarını) göstermez.

Küçük moleküllerin Lewis formülleri deneme yoluyla bulunabilir. Ancak atom sayısı arttıkça sistematik bir yöntem kullanmak hem hızlı hem güvenlidir. İlk adımda türdeki bütün atomların değerlik elektronları toplanarak sahip olunan elektron sayısı (D) bulunur. İyonlarda negatif yük kadar elektron eklenir, pozitif yük kadar elektron çıkarılır. İkinci adımda merkez atom seçilir. Hidrojen yalnız bir bağ yaptığı ve flor genellikle uçta kaldığı için bu iki atom merkezde bulunmaz. Merkezde çoğunlukla sayıca az olan, en çok bağ yapabilen ve elektronegatifliği en düşük olan atom (C, N gibi) yer alır. Üçüncü adımda uç atomlar merkez atoma tekli bağlarla bağlanarak iskelet kurulur. Her tekli bağ 2 elektron kullanır.

Dördüncü adımda kalan elektronlar önce uç atomlara çift çift dağıtılır ve uç atomların okteti tamamlanır. Hidrojenin dubleti bağla zaten tamamlandığı için ona elektron verilmez. Beşinci adımda elektron artarsa bu elektronlar merkez atoma ortaklanmamış çift olarak yerleştirilir. Son adımda merkez atomun oktetine bakılır. Oktet tamamlanmamışsa bir uç atomdaki ortaklanmamış çift, merkez atomla paylaşılacak biçimde bağa çevrilir. Böylece ikili ya da üçlü bağ oluşur. Örneğin CO₂ için D = 4 + 2 × 6 = 16 elektrondur. O–C–O iskeleti 4 elektron kullanır, kalan 12 elektron iki oksijene 6'şar verilir. Bu durumda karbonun çevresinde yalnız 4 elektron kalır. Her oksijenden birer çift bağa çevrilince O=C=O formülü elde edilir.

Bu işlem daha kısa bir hesapla da yapılabilir. Her atomun oktet ya da dubleti tamamlaması için gereken toplam elektron sayısına G denir. G hesaplanırken H atomları için 2, diğer atomlar için 8 alınır. Atomlar elektronlarını paylaştığı için gereken ile sahip olunan arasındaki fark paylaşılan elektron sayısını verir: P = G − D. Bağ (ortak çift) sayısı P2, ortaklanmamış elektron sayısı ise D − P olur. CO₂ için G = 3 × 8 = 24 ve P = 24 − 16 = 8 bulunur. Buradan 4 bağ çifti ve 16 − 8 = 8 ortaklanmamış elektron (4 çift) elde edilir. Yalnız iki atom arasında 4 bağ çifti olamayacağı için bu bağlar iki ikili bağ olarak dağıtılır. HCN için D = 1 + 4 + 5 = 10, G = 2 + 8 + 8 = 18 ve P = 8 bulunur. Bu molekülde 4 bağ vardır: H–C tekli bağ ve C≡N üçlü bağ. Azotun üzerinde de 1 ortaklanmamış çift kalır.

Karbon kimyasının temel kuralı Lewis formüllerinde açıkça görülür: Kararlı moleküllerde karbon atomu daima dört bağ yapar ve üzerinde ortaklanmamış elektron çifti bulunmaz. Bu dört bağ dört farklı biçimde oluşabilir: 4 tekli bağ (CH₄), 2 tekli + 1 ikili bağ (C₂H₄), 1 tekli + 1 üçlü bağ (C₂H₂) ya da 2 ikili bağ (CO₂). Hidrojen 1, oksijen 2, azot 3 bağ yapar. Halojenler ise 1 bağ yapar. Bu bağ sayılarını bilen bir öğrenci, karmaşık görünen organik moleküllerin Lewis formüllerini de kolayca yazabilir. Önce karbon iskeleti kurulur. Ardından O, N gibi atomlar ve en son hidrojenler yerleştirilir.

Etan (C₂H₆) için D = 2 × 4 + 6 × 1 = 14 ve G = 2 × 8 + 6 × 2 = 28 bulunur. Buradan P = 14, yani 7 bağ çıkar: 1 C–C ve 6 C–H bağı. Ortaklanmamış elektron sayısı 14 − 14 = 0'dır. Eten (C₂H₄) için D = 12, G = 24 ve P = 12 bulunur. Bu 6 bağ çiftinin 4'ü C–H bağıdır. Kalan 2 çift iki karbon arasında paylaşılır ve C=C ikili bağı oluşur. Etin (asetilen, C₂H₂) için D = 10, G = 20 ve P = 10 bulunur. 5 bağ çiftinin 2'si C–H bağıdır, 3'ü iki karbon arasında yer alır ve C≡C üçlü bağı oluşur. Üç molekülde de karbonların oktetleri tamamlanır ve hiç ortaklanmamış çift kalmaz. Molekülün hidrojen sayısı azaldıkça karbonlar arasındaki ortak çift sayısı artar.

Oksijen ve azot içeren organik moleküllerde ortaklanmamış çiftler ortaya çıkar. Metanolde (CH₃OH) D = 14 ve P = 10 bulunur. 5 bağ vardır (3 C–H, 1 C–O, 1 O–H) ve oksijenin üzerinde 2 ortaklanmamış çift kalır. Formaldehitte (HCHO) karbon iki hidrojene tekli bağla, oksijene ise C=O ikili bağıyla bağlanır. Oksijende yine 2 çift bulunur. Metilaminde (CH₃NH₂) azot 3 bağ yapar ve üzerinde 1 çift taşır. Organik kimyada formüller çoğu zaman ortaklanmamış çiftler yazılmadan kısaltılır. Lewis formülü ise bütün değerlik elektronlarını gösterdiği için bu çiftlerin yerini görmemizi sağlar. Böylece bir molekülün nereden tepkimeye girebileceğini tahmin etmek kolaylaşır.

Kovalent bağlı kimyasal türler yalnız nötr moleküllerden oluşmaz. NH₄⁺, H₃O⁺, OH⁻, CN⁻ ve CO₃²⁻ gibi çok atomlu iyonlarda da atomlar birbirine kovalent bağlarla bağlıdır. Bu iyonların Lewis formülleri moleküllerinkine benzer biçimde yazılır. Tek fark elektron sayımında ortaya çıkar. Negatif yüklü iyonlarda her eksi yük için toplam değerlik elektronu sayısına 1 elektron eklenir. Pozitif yüklü iyonlarda ise her artı yük için 1 elektron çıkarılır. Formül yazıldıktan sonra bütün yapı köşeli paranteze alınır ve iyonun yükü parantezin sağ üst köşesine yazılır. Bu yazım, yükün tek bir atoma değil bütün iyona ait olduğunu vurgular.

Amonyum iyonunda (NH₄⁺) D = 5 + 4 × 1 − 1 = 8 ve G = 8 + 4 × 2 = 16 bulunur. Buradan P = 8, yani 4 N–H bağı çıkar ve ortaklanmamış çift kalmaz. Bu iyon, amonyaktaki ortaklanmamış çiftin bir H⁺ iyonuyla paylaşılmasıyla oluşur. Bu yolla oluşan bağa koordine kovalent bağ denir. Oluştuktan sonra dört N–H bağı birbirinden ayırt edilemez. Hidronyum iyonu (H₃O⁺) da suyun bir H⁺ bağlamasıyla benzer biçimde oluşur. Bu iyonda D = 6 + 3 − 1 = 8 ve P = 14 − 8 = 6 bulunur. 3 O–H bağı vardır ve oksijenin üzerinde 1 ortaklanmamış çift kalır. Hidroksit iyonunda (OH⁻) D = 6 + 1 + 1 = 8'dir. 1 O–H bağı bulunur ve oksijen üzerinde 3 çift kalır. Siyanür iyonunda (CN⁻) D = 4 + 5 + 1 = 10'dur. Bu iyonda C≡N üçlü bağı vardır ve her atomda 1 ortaklanmamış çift bulunur.

Karbonat (CO₃²⁻) ve nitrat (NO₃⁻) iyonlarının her biri 24 değerlik elektronu içerir. CO₃²⁻ için D = 4 + 3 × 6 + 2 = 24 ve G = 4 × 8 = 32 bulunur. Buradan P = 8, yani 4 bağ çıkar. Bu bağlar 1 C=O ve 2 C–O biçiminde dağılır. Kalan 16 elektron 8 ortaklanmamış çift olarak yerleşir: İkili bağlı oksijende 2, tekli bağlı oksijenlerin her birinde 3 çift bulunur. Sonuçta karbon dahil bütün atomlar oktete ulaşır. Bu iki iyonda ikili bağın üç oksijenden hangisinde gösterileceği keyfîdir. Bu durum bizi bir sonraki bölümde ele alacağımız rezonans kavramına götürür. İyonların Lewis formülleri, kalsiyum karbonat (CaCO₃) veya amonyum nitrat gibi iyonik bileşiklerin içindeki kovalent bağlı birimleri anlamak için de gereklidir.

Bazen aynı tür için oktet kuralına uyan birden fazla Lewis formülü yazılabilir. En uygun formülü seçmek için formal yük adı verilen bir muhasebe aracı kullanılır. Formal yük, bağ elektronlarının iki atom arasında eşit paylaşıldığı varsayılarak bir atoma düşen yüktür. Şu bağıntıyla hesaplanır: Formal yük = değerlik elektronu − ortaklanmamış elektron − bağ sayısı. Bağ sayısı yerine (bağ elektronu) ÷ 2 de yazılabilir. Bir türdeki bütün formal yüklerin toplamı, türün net yüküne eşittir. Nötr moleküllerde bu toplam sıfır, NH₄⁺ iyonunda +1 olur. Formal yük gerçek bir iyon yükü değildir. Elektronların formülde doğru yerleştirilip yerleştirilmediğini denetlemek için kullanılır.

En uygun Lewis formülü seçilirken şu ölçütler kullanılır: Atomların formal yükleri sıfıra en yakın olmalı, büyük formal yük ayrımlarından kaçınılmalı ve negatif formal yük varsa daha elektronegatif atomda bulunmalıdır. CO₂ için O=C=O formülünde bütün formal yükler sıfırdır. O≡C–O formülünde ise üçlü bağlı oksijen +1, tekli bağlı oksijen −1 formal yük taşır. Bu nedenle O=C=O tercih edilir. HCN ve HNC karşılaştırmasında da H–C≡N formülünde bütün atomların formal yükü sıfır çıkar. Atomların bağlanma sırası bu yolla da tahmin edilebilir. Karbon monoksitte (C≡O) ise C −1, O +1 formal yük taşır. Bu durum, oktetin tamamlanmasının formal yükleri sıfırlamaktan daha öncelikli olduğu bir örnektir.

Karbonat iyonunda ikili bağ üç oksijenden herhangi birinin yanında gösterilebilir. Bu üç formül yalnız elektronların yerleşimi bakımından farklıdır, atomların yerleri değişmez. Bu tür formüllere rezonans yapıları denir ve aralarına çift yönlü ok (↔) konur. Gerçek iyon bu formüllerin hiçbiri değil, ortalamasıdır. Deneyler CO₃²⁻ iyonundaki üç C–O bağının eşit uzunlukta olduğunu gösterir. Ozon (O₃) ve NO₃⁻ de rezonans gösteren türlerdendir. Oktet kuralının sınırları da bilinmelidir. Eksik oktetli türlerde merkez atomun çevresinde 8'den az elektron bulunur: BeH₂'de berilyumun çevresinde 4, BF₃'te borun çevresinde 6 elektron vardır. NO gibi tek sayıda elektron içeren türlerde ise atomlardan biri okteti tamamlayamaz. PCl₅ ve SF₆ gibi oktetin aşıldığı moleküller bu ünite kapsamında ele alınmaz.