GİRİŞ

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.

B

1

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 pulunsaportrelenmiş 1979 İsveç posta puluyla şereflendirilmiş

Alman posta pulu ürenin molül modeli veWohlerin 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

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.

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.

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

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

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

Bir çok ülke posta

pullarında kendi

kimya

endüstrilerini

gösteermişlerdir.

Bu posta pulunda

1971 Arjantin

görülmektedir.

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.

Büyük patlama teorisi doğrultursunda evren; inanılmaz derecede yoğunlukta (1096g/cm3), inanılmaz derece sıcak

(1032K), 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.

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.

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.

12C’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.

KARBON NEREDEN GELDİ?

İki nötron İki proton Helyum çekirdeği

İki helyum

çekirdeği

C12 çekirdeği

7

BÖ

LÜM

1

ÖZELLİKLERİ BELİRLEYEN YAPI

____________________________________________________________

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.

Y

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 (Ψ2).

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.

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

Şekil 1.2. 1s ve 2s orbitallerinin temas yüzeyleri. Temas yüzeyleri

elektronun bulunma olasılığının % 90-95 olduğu kapalı hacimlerdir.

Şekil 11 1s orbitalindeki

elektronlar için dağılım

olasılığı 2

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.

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.

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.

Problem 1.1. Karbonun kaç tane Valens elektronu vardır?

Tablo 1.1 Periyodik Tablonun İlk On İki Elementinin Elektron Konfigürasyonu

Gösterilen orbitaldeki elektronların sayısı

Element Atom numarası Z

1s 2s 2px 2py 2pz 3s

Hidrojen 1 1

Helyum 2 2

Lityum 3 2 1

Berilyum 4 2 2

Bor 5 2 2 1

Karbon 6 2 2 1 1

Azot 7 2 2 1 1 1

Oksijen 8 2 2 2 1 1

Flor 9 2 2 2 2 1

Neon 10 2 2 2 2 2

Sodyum 11 2 2 2 2 2 1

Magnezyum 12 2 2 2 2 2 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.

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.

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; 1s22s22px22py

22pz23s1 dir.

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

1s22s22p63s1Sodyum iyonu

1s22s22p6Elektron

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

1s22s22p63s5Elektron 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.

(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.

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.

Sodyum atomundan klor atomuna bir elektronun transferi sodyum katyonunu ve klor

anyonunu oluşturur, her ikisi de soy gaz elektron konfigürasyonuna sahiptir.

Klor atomuSodyum 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 Cl-

iyonlarının 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.

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

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 elektronasahip iki hidrojen

atomu

Elektronlarını paylaşmayoluyla 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. H2’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.

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.

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.

Problem 1.4. C+ ve C- ‘nin elektron konfigürasyonu nedir? Bu iyonların hangisi

soy gaz (kapalı kabuk) elektron konfigürasyonuna sahiptir?

elektron konfigürasyonuna benzerdir.

Her biri valens

tabakasında yedi elektronbulunduran iki flor atomu

Flor molekülü; elektronpaylaşılması yoluyla

kovalent bağ oluşur.

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 birleşimi Metan için Lewis

yapısının yazılması

ve dört birleşimi Karbon tetra florür içinLewis 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.

.

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

Problem 1.5. Hidrojen flüorürde hidrojen flora kovalent bağ ile bağlanmıştır.

Hidrojen flüorürün Lewis formülünü yazın.

Problem 1.6. Verilen karbon-karbon bağ bilgileri ile etan (C2H6) için kabul

edilebilir Lewis yapısını yazı.

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 karbon-

karbon 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 veya

Asetilen veya

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.

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 tamLewis yapısı

Bu

semboller kısmipozitif ve kısmi

negatif yüklerigöstermektedir.

sembolu H-Fbağındaki elektronların

polarizasyonun yönünügöstermektedir.

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.

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. Pauling Elektronegativite Skalasından Seçilen Değerler

Gurup Numarası

Periyot l ll Lll lV V Vl Vll

1 H 2.1

2 Li 1.0

Be 1.5

B 2.0

C 2.5

N 3.0

O 3.5

F 4.0

3 Na 0.9

Mg 1.2

Al 1.5

Si 1.8

P 2.1

S 2.5

Cl 3.0

4 K 0.8

Ca 1.0

Br 2.8

5 I 2.5

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?

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?

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 = e X d

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.

ELEKTROSTATİK POTANSİYEL HARİTALARI

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 Bağ Dipol Moment, D H-F 1.7 C-F 1.4 H-Cl 1.1 C-O 0.7 H-Br 0.8 C-N 0.4 H-I 0.4 C=O 2.4 H-C 0.3 C=N 1.4 H-N 1.3 CΞN 3.6 H-O 1.5

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.

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;

Formal yük =Periyodik tablodakigurup numarası

__Bağ sayısıPaylaşılmamış

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.

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.

Bir kovalent bağlı ve üç

paylaşılmamış çifte sahip

oksijen için formal yükün

-1 olması çoğunlukla

doğrudur.

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

iyonuBor hidrür

iyonu

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 1.9. 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 Valens elektronları

Elektron hesabı Formal yük

Kükürt 6 ½(6)+2=5 +1

Oksijen 6 ½(2)+6=7 -1

Klor 7 ½(2)+6=7 7

Tiyonil klorürün Lewis yapısında görülen formal yükler.

Problem 1.10 Görülen amonyum ve bor hidrür iyonları için formal yükleri doğrulayın.

Problem 1.11 δ+ ve δ- gösterimlerini kullanarak NH4+ ve BH4

- ‘deki hidrojenlerin

yüklerini gösterin.

Tablo 1.4 Lewis Yapılar Nasıl Yazılır

Adım Gösterim

1. Moleküler formül ve bağlantısallık deneysel olarak belirlenir ve problemin haline göre verilen bilgiye dahil edilmelidir.

Metil nitrit CH3NO2 moleküler formülüne sahiptir. Tüm hidrojenler karbona bağlanmıştır ve atomların bağlantısı CONO düzenindedir.

2. Olası Valens elektronlarını sayısı hesaplanır. Nötral moleküller için bileşen atomların Valens elektronlarının toplamı nötral molekül ile aynıdır.

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.

3. Bağda paylaşılan ve atomları birbirine bağlayan elektron çifti (:) çizgi ile (-) gösterilir.

Metil nitrit için kısmi yapı

Şeklinde yazılır.

4. Bağlarda paylaşılan elektronlardaki elektron sayıları hesaplanır (bağ sayısının iki katı) ve komple yapıya eklenmiş olan elektronların sayısından verilen sayıda elektron çıkartılır.

Adım 3 teki kısmi yapı 12 elektrona denk 6 bağ içerir. CH3NO2 24 elektron içerdiği için 12 elektronun daha eklenmesine ihtiyaç vardır.

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.

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.

6. Eğer bir veya daha fazla atom sekiz elektrondan daha azına sahipse, paylaşılmamış elektronlarını oktet kuralını sağlamada çift (veya üçlü) bağda bitişik atomla paylaşır.

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).

7. Formal yükler hesaplanır. 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 gelirbasitleştirilirse

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.

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).

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

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.

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.

İnorganik

bileşiklerdeki bağ

uzunluğu

çoğunlukla 1-2 oA

dur.(1oA=10-10m).

Angstrom SI birimi

olmadığı için bağ

uzunluğunu

pikometreler içinde

aktarılır (1pm=10-

12). Bu şekilde

128pm=1.28oA dır.

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.

Eğri ok gösterimi

eşit şu şekildedir

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.

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.

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.

Tablo 1.5. Rezonans Kurallarına Giriş

Kural Örnek 1. Atomik pozisyonlar (bağlantısallık)

tüm rezonans yapılarında benzer olmalıdır, sadece elektronların pozisyonları yapıya farklı katkıda bulunacak sayıda çok olmalıdır.

Yapısal formül;

ve Farklı bileşikleri göstermektedir, aynı bileşiğin farklı rezonans formlarını göstermemektedir. A nitro metan için Lewis yapısı; B metil nitrit için Lewis yapısıdır.

2. 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).

Yapısal formül C,

Azot çevresinde on elektron bulunmaktadır. Bu nitro metan için kabul edilebilir bir yapı değildir ve doğru rezonans formu olmaya bilir.

3. Okted kuralını iki yada daha fazla yapı karşıladığında en kararlı olanı karşıt yüklü atomların en az ayrıldığı yapıdır.

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.

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.

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.

5. Lewis yapısına yapılan her katkı elektronların ayı sayısında olmalıdırve farklı Lewis yapıları arasında bireysel atomların farmol yükleri uyarınca aynı net yüke sahip olmalıdırlar.

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

6. Lewis yapısına her bir katkı paylaşılmamış elektronlar açısından aynı olmalıdır.

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.

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.

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.

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.

MODELLERLE ÖĞRENMEK

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 VESPR ve Moleklüler Geometri

Bileşik Yapısal Formül İtici Elektron Çifti Elektron Çiftinin Düzenlenmesi

Moleküler Şekil

Moleküler Model

Metan (CH4)

Karbon dört bağ yapmış çiftesahiptir.

Tetrahedral 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

Formaldehit (H2CO)

Karbon iki bağ yapmış çifte + her biri bir bağyapmış çift olan bir çift bağa sahiptir.

Üçgen düzlem Üçgen düzlem

Karbon dioksit (CO2)

Karbon her biri iki paylaşılmış elektrona sahip iki çift bağa sahiptir

Doğru Doğru

Elektron çiftleri arasında itmenin artan kuvveti

Bağlı çiftler - bağlı çiftler

en az itmepaylaşılmamış çiftler - bağdaki çift paylaşılmamış çift - paylaşılmamış çift

çok itme> >

Metanın dört bağ yapmış çiftinin itme miktarı normal tetrahedron açı olan 109,5o’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.

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.

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.

Karbon dioksit

Dipol moment = 0

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 1,17 Sodyum bor hidrür tuzu, NaBH4; Na+ katyonu ve BH4- anyonu arasında iyonik bağa

sahiptir. Bu hidrür anyonundaki H-B-H açısı nedir?

Problem 1,18 Aşağıdakilerin özel şekilleri nedir?

(a) (Hidrojen siyanür) (c) (Azid iyonu)

(b) H4N+ (Amonyum 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.

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 bağdipolünün sonucu sayfa

düzlemindeişareti ile gösterilir

Bu iki Cl-C bağ

dipolünün sonucu sayfadüzleminde

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 sayfadüzleminde

işareti ile gösterilir

Bu iki Cl-C bağ

dipolünün sonucu sayfadüzleminde

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 Hidroksit iyonuKatyon

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.

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 Konjugeasit

Konjugebaz

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 konjugeasiti

Konjuge baz

Suyun konjuge asidi (H3O+) için sistematik isim ‘oksonyum’ iyonudur. Genel ismi hidroksonyum iyonudur.

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?

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

hidroksitHidrojen

florürSu 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.

EĞRİ OKLAR

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.

Su

(asit)

Amin

iyonu

Amonyak Hidroksit iyonu

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.

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 Hidrojenklorür

Amonyumiyonu

Klorüriyonu

(Baz) (Asit) (Konjuge asit) (Konjuge baz)

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 Disosiasyon Sabitleri (pKa)

Asit pKa Formül Konjuge Baz Bahsedildiği bölüm

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

Tablo 1.7 Asitlerin Disosiasyon Sabitleri pKa (devamı)

Asit pKa Formül Konjuge baz Tartışılan bölüm

Etanol Siklo pentadien

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 Pridinyum iyonu

pKa 9.3 5.2

zayıf asit 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.

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 asitZayıf 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 1.24. 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 CH3CH2O- H2N-

Konjuge asit CH3CH2OH NH3 Konjuge asitin pKa’sı 16 36

CH3CH2O- ‘nin konjuge asidi H2N-‘nin konjuge asidinden daha kuvvetlidir. Bu yüzden H2N-, CH3CH2O-‘den

daha kuvvetli bazdır.

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+-Aδ-

polarizasyonu 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.

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

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.

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.

Etanol Trifloro asetik asit

Şekil 1.8. Etanol ve 2,2,2-trifloroetanolün elektrostatik potansiyel haritaları. Önce söylendiği gibi2,2,2-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.

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 1.25. Nitrat iyonundaki her oksijenin ortalama formal yükü nedir?

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 Zayıf asit + Zayıf bazK>1

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 bromürpKa=-5.8

Kuvvetli asit

Hidronyum iyonupKa = -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 = 4.7zayıf asit

Hidronyum iyonu

pKa = -1.7kuvvetli 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 1.28. 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

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 H3O+ 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.

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.

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 asitpKa = 4.7

kuvvetli asit

Amonyum iyonupKa = 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.

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-, SO4

2-, H3O+

Fenol Hidroksitiyonu

Fenoksit iyonu Su

Fenol Hidrojen

karbonat iyonu

Fenoksit iyonu 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.

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 1.31. 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.

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.

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.

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 asit-

bazlarının 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 sahiptiroksijen 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 Zayıf asit + Zayıf bazK>1

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. A,B ve C yapısal izomerimidir yoksa rezonans formüllerimidir?

b. Hangi yapı negatif yüklü karbon içerir?

c. Hangi yapı pozitif yüklü karbon içerir?

d. Hangi yapı negatif yüklü azot içerir?

e. Hangi yapı pozitif yüklü azot içerir?

f. Hangi yapı negatif yüklü oksijen içerir?

g. 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. yüksek oktanlı benzinin bir bileşeni.

b defne yağından elde edilir.

c. 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 C2H3BrO2 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.