BÖLÜM 3

KOVELENT BAĞ- 2

2.KISIM: VALENS BAĞ VE MOLEKÜLER ORBİTAL TEORİLER

3. 3 Valens Bağ Teorisi (VBT)

3.4 Moleküler Orbital Teori(MOT)

3.4.1 Moleküler Orbitallerin simetrisi

3.5 İki Atomlu Moleküllerde Moleküler orbitaller

3.5.1 Homo nükleer moleküller

3.5.1.1 Moleküler orbitallerin enerji seviyeleri

3.5.1.2 Bağ derecesi,

3.5.1.3 Moleküllerde bağ uzunluğu, iyonlaşma enerjileri

3.5.1.4 Moleküler Orbital Enerji Düzeylerine Yakından Bakış

3.5.1.5 V B ve MO teorilerinin Karşılaştırılması

3.5.2 Hetero nükleer moleküller

3.6.Çok atomlu moleküller

3.6.1 Oktede uyan

3.6.2 Oktede uymayan

3.6.2.1 Oktedi aşan

3.6.2.2 Oktedi tamamlamayan

3.7 Çoklu bağlar

3.7. 1- ;- π tanımı

3.7.2- muz bağları

Kovelent bağ -1 kısmında Lewis’in oktet kuralı ve lewis yapısı, rezonans hibit, VSEPR yaklaşımı, molekül yapısı tahmini ve hibritleşme, hibrit orbital türleri kısaca açıklanmıştı. Bu bölümde kovalent bağın tam olarak anlaşılmasını sağlayan kuantum mekaniği incelenecektir.

3.3.Valens Bağ Teorisi (VBT) VBT Lewis ve diğerlerinin elektron ortaklığına dayanan fikirlerinden doğmuştur. 1927 de Heitler ve London hidrojen molekülüne kuantum mekaniğini uygulamışlar. Valens bağ yaklaşımı olarak bilinen bu yöntem daha sonra Pauling ve Slater tarafından şöyle geliştirilmiştir: İzole iki hidrojen atomunu ψA ve ψB dalga fonksiyonları ile tanımlamış. Eğer iki atom iyice izole edilmişse, yani aralarında etkileşim yoksa iki atomlu sistemin dalga fonksiyonu: ψ = ψA(1) ψB(2) (3)

şeklinde yazılır. Burada A ve B atomları, 1 ve 2 de bu atomlardaki elektronları gösterir. Eğer (3) eşitliğinin enerjisi çekirdekler arası uzaklığın fonksiyonu olarak grafik edilirse (a) eğrisi elde edilir. Eğrinin minimumu 90 pm’ ye ve 24 kJ/mol tekabül eder (Grafik 3.1).

Atomlar molekül oluşturmak üzere etkileştiklerinde bireysel ψA ve ψB fonksiyonlarınındeğişeceğini biliyoruz. Fakat (3) eşitliği başlangıç olarak ele alınıp geliştirilebilir.

Heitler ve London (3) eşitliğinde A daki elektronun B'ye, B deki elektronun da A ya geçebileceğini teklif etmiştir. Bu durumda:

ψ = ψA(1) ψB(2) + ψA(2) ψB(1) (4)

(4) eşitliğinin eğrisi (b), enerjisi 303 kJ/mol, mesafe de çok az değişmiştir. Bağenerjisindeki bu artış yer değişim eneıjisi olarak tanımlanır

Daha ileri bir iyileştirme yapılabilir. Eğer moleküldeki elektronlardan biri ötekine karşı perdeleme etkisi yaptığı düşünülürse, Z* < Z olacaktır. Bu etki dikkate alındığında (c) eğrisi elde edilir.

Son olarak molekülsel dalga fonksiyonunda şöyle bir düzeltme yapabiliriz (4) no’lu eşitlikte elektronların yer değiştirebileceğini düşünmüştük. Eğer bu değişim tam düzenli değil de düzensiz şekilde oluyorsa, yani iki elektron kısa bir süre için bir atomda bulunuyorsa bu atom (-) , diğeri (+) olacaktır, ya da tersi. Bu durumda molekülde kısmen de olsa bir iyonik karakter söz konusudur:

H-H H+H- H-H+

Kovalent İyonik

Bu durumda dalga fonksiyonu şöyle olacaktır:

ψ = ψA(1) ψB(2) + ψA(2) ψB(1) + λ ψA(1) ψA(2) + λ ψB(1) ψB(2) (5)

------------------------------------- -------------------------------------

Kovalent iyonik

Eşitlikteki ilk iki terim kovalent yapıyı, son iki terimde iyonik yapıyı gösterir. Elektronların bir birlerini itmesinden dolayı iki elektronun aynı atomda bulunma olası1ığı, ayrı atomlar da bulunmasından daha zor olacaktır. Dolayısı ile eşitlik (5) teki son iki terim daha az ağırlıklı olacaktır. Yani λ < 1 olmalıdır. Bu eşitlik daha uygun olarak şöyle ifade edilebilir;

ψ ' =ψ kov + λ H+H- + λH-H+ (6)

Bu eşitlikle enerji ve mesafede daha ileri gelişme elde edilir (d eğrisi) . Çizelge 3.4’de

değişik yaklaşımlar sonucu elde edilen enerji ve bağ uzunlukları ile deneysel sonuç verilmiştir.

Çizelge 3.4. VBT yaklaşımının enerji ve denge uzunlukları

Grafik 3.1. H2 molekülünün teorik enerji eğrileri

Bu irdeleme rezonans olayının bir örneğidir. Rezonans, daha önceki konuda incelenmişti. Şunu belirtmede yarar var; hidrojen molekülünün ψ ile tanımlanan tek bir dalga fonksiyonu var. Ancak bizim yaklaşımımızdan dolayı ψ ' iki veya daha fazla dalga fonksiyonların kombinasyonları olarak yazılmak zorunda kalınmıştır.

Buraya kadar anlatılanlardan bağlanmaya üç olayın katkıda bulunduğu anlaşılır; Elektronların delokalize olması ( elektronların dağılması), kısmi perdeleme ve kısmi iyonik karakter.

Yukarıdaki açıklamalarda bağ elektronların zıt spinli olduğu kesin olarak kabul edilir. Eğer iki elektron paralel spinli ise bağlanma olmaz, itme meydana gelir ( f eğrisi). Bu Pauli prensibinin bir sonucudur. Oluşan her bir bağda eşleşmenin gerekliliğinden dolayı, valens bağ teori çoğu zaman elektron esleşme (birleşme) teorisi olarak tanımlanır.

3.4.Moleküler Orbital Teori (MOT) Moleküllerdeki bağlanmayı açıklamak için ikinci bir yaklaşım, Moleküler Orbital Teorisi olarak bilinir. Bu yaklaşıma göre iki çekirdek bağ oluşturmak üzere belirli bir denge uzaklığına geldiklerinde, elektronlar moleküler orbitallere yerleşirler. N, π, λ gibi sembollerle gösterilen moleküler orbitallere elektronların doldurulmasında, atomik orbitallerde olduğu gibi Pauli ve Hund kuralları geçerlidir.

Dalga fonksiyonu türü Bağ enerjikliği J/mol ro (pm )

ψ = ψA(1) ψB(2) 24 90

Heitler – London 303 86,9

Perdeleme etkisinin ilavesi 363 74,3

iyonik karekterin ilavesi 388 74,9

Gözlenen değer 4S8 74.1

Çeşitli moleküler orbitallerl elde etmek için Schrodiger eşitliğinin çözümünde, atomik örbitallerde ( hidrojenden daha ağır) karşılaşılan güçlükler burada da karsımıza çıkar. Yani tam çözüm yapılamaz. Bu nedenle moleküler orbitaller için dalga fonksiyonu oluşturmak üzere bazı yaklaşımlar yapılmalıdır.

Burada çeşitli yaklaşımlar arasından sadece biri, atomik orbitalerin lineer kombinasyonu ( LCA O) açıklanacaktır. Atomların atomik orbitalleri birleşerek doğru moleküler orbitalleri oluşturduğunu düşünebiliriz. Elektronlar zamanlarının çoğunu iki çekirdekten birine veya diğerine daha yakın geçirecek ve bu çekirdekler tarafından kontrol edilecektir. Eğer böyle ise moleküler orbitaller atomik orbitallere çok benzer olmalıdır. Bu nedenle moleküler orbitalleri elde etmek için ψA ve ψB atomik orbitallerini birleştiririz

ψb = ψA + ψB (7)

ψa = ψA - ψB (8)

Böylece bağ yapan moleküler orbital (ψb) ve antibağ yapan moleküler orbital (ψa)meydana gelir. Örneğin, H2+ deki tek elektron bağ moleküler orbitaline (ψb) girerse molekülün yaklaşık dalga fonksiyonu şöyle olur.

ψb = ψA(1) + ψB(1) (9)

H2 gibi iki elektronlu molekül için toplam dalga fonksiyonu, her iki elektronun dalga fonksiyonun ürünüdür:

ψ = [ψA(1) ψB(1) ] [ψA(2) ψB(2) ] (10)

ψ = ψA(1) ψA(2) + ψB(1) ψB(2) + ψA(1) ψB(2) +ψA(2) ψB(1) (11)

MOT ile elde edilen bu eşitlik VBT ile elde edilen (7) nolu eşitliğe benzer. Farkı iyonik karekterle (ψA(1) ψA(2) + ψB(1) ψB(2) ) kovelent karakterlerin (ψA(1) ψB(2) +ψA(2) ψB(1) )ağırlıklarının eşit olmasıdır. Bu, şaşırtıcı değildir. Çünkü eşitlik (10) elde ederken elektronların itmelerini dikkate almadık. VBT de olduğu gibi, düzeltme terimleri ilave edilerek dalga fonksiyonunu optimize etmek mümkündür. Hidrojen atomu için bazısonuçlar Çizelge 3.5’ de verilmiştir.

Çizelge 3.5. Moleküler Orbital dalga fonksiyonlan için denge uzaklıkları ve enerjileri

Dalga fonksiyönün türü Enerji (kJ /mol) uzaklık (pm. )

Düzeltilmemiş, ψ = ψA + ψB 260 85

Perdeleme etkisinin ilavesi 337 73

Elektron-elektron itme ilavesi 397 71

Gözlenen değer 458.0 74,1

ψb ve ψa moleküler orbitallerinin birbirinden farkı şöyledir: ψb de birleşen atomlarn dalga fonksiyonlan çekirdekler arasında birbirlerini kuvvetlendirir ( Şekil 3.15. a, b).

ψa tam tersine sönümlerler (Şekil 3.15.d). Ancak bizi hidrojen molekülünde elektronların dağılımını bulmak ilgilendirdiğine göre, dalga fonksiyonlarının karesini düşüneceğiz :

ψb2 = ψA2 + 2 ψA ψB + ψB2 (12)

ψa 2 = ψA2 - 2 ψA ψB + ψB2 (13)

Şekil 3.15. a) ψA ψB Hidrojen atomlarının müstakil dalga fonksiyonları.b) ψb fonks,

c) ψb2 olasılık fonks, d) ψa fonks, e) ψa2 antibag olasılık fonksiyonları

Bu iki olasılık fonksiyonunun farkı, 2 ψA ψB teriminin işaretidir. ∫ψA ψB, dt = S olup overlap integrali olarak bilinir. Bağlanma teoreminde S çok önemlidir. Bağ moleküler orbitalinde overlap pozitifdir ve elektron yoğunluğu çekirdekler arasında artar. Halbuki antibağ moleküler orbitalinde overlap negatiftir ve elektron yoğunluğuçekirdekler arasında azalır (Şekil 3.15.c,e) Birinci halde çekirdekler birbirine karşı perdelenir ve çekirdeklerin elektronları çekimi artar. Neticede molekülün enerjisi azalır. Bu hal, bağlanma halidir. İkinci durumda çekirdeklerin çekimi azalır. Bu hal de anti bağlanma halidir.

Şu ana kadar moleküler orbitallerin normalizasyonundan bahsetmedik. Normalizasyon bir elektronun uzayda bulunma olasılığının bir olmasıdır. ∫ψdt = 1 dir. Buna göre eşitlik (14) şöyle yazılır:

∫ Nb2ψb2 = Nb2 [ ∫ψA2dt + ∫ ψB2 dt + 2 ∫ ψAψB dt ] =1 (14)

Burada Nb: Normalizasyon katsayısıdır. Eğer ∫ ψAψB dt = S overlap integral değerini yerine korsak;

∫ Nb2ψb2 = Nb2 [ ∫ψA2dt + ∫ ψB2 dt + 2 S] =1 (15)

eşitliğini elde ederiz. Öte taraftan atomik dalga fonksiyonlan ψA ve ψB daha önceden normalize olmuştur. O halde ∫ψA2dt ve ∫ ψB2dt nin her biri bire eşittir. Bu nedenle

Nb2 =S22

1+

(16)

Nb =S22

1+

(17)

ve

Na =S22

1−

(18)

eşitlikleri elde edilir. Overlap integrali S ' in sayısal değeri çok küçük olduğundan, basit hesaplamalar için ihmal edilebilir. Bu durumda moleküler dalga fonksiyonları şöyle olur:

ψb =2

1 ( ψA + ψB ) (19)

ψa =2

1 (ψA - ψB ) (20)

Moleküler orbitallerin bağıl enerjileri ( overlap integrali ihmal edilerek) Şekil 3.16. de gösterilmiştir. Bağ moleküler orbitalinin enerjisi, izole atomik orbitalinkinden ∆Ec kadar azalarak daha kararlı olurken, antibağ moleküler orbitalinin enerjisi aynı miktar yükselerek daha kararsız olmuştur. ∆Ec ‘ye değişim enerjisi denir.

Şekil 3.16. H2 molekülünün moleküler orbital enerji düzeyleri

Simetri ve Overlap

∫ψA ψB dt = S overlap (örtüşme) integrali, S nin sayısal değeri çok önemlidir:

S > O bağlanma,

S < O anti baglanma ,

S = O bağlanmama meydana gelir.

Bağ kuvvetinin atomik orbitallerin örtüşmesi ile orantılı olduğunu söyleyebiliriz: Buna , "bağ kuvvetinin overlap kriteri" denir ve bağlar, maksimum overlap halinde oluşur.

s orbitalinde dalga fonksiyonunun işareti her yerde ayındir. Bu yüzden daima pozitif overlap yapacaktir. p ve d orbitalleri için bir kaç muhtemel düzenleme vardır. Bazılarıpozitif overlap, bazılan negatif overlap yapar (Şekil 3.17). Bag1anma sadece pozitif overlap halinde meydana gelebilir.

S > O S < O

Şekil 3.17. Atomik orbitallerin düzenlenmelerinden; pozitif ( a –f ), negatif (g -l ) ve sıfır ( m - o) overlapı yapar.

Molekuler Orbitallerin Simetrisi Atomik orbitallerin bazı muhtemel kombinasyonları Şekil 3.18’de gösterilmiştir. Çekirdekler arası eksen boyunca silindirik olarak simetrik olanlar sigma(;) orbitalleri olarak bilinir. Eğer çekirdekler arası eksen moleküler orbitalin ortasından geçiyorsa pi (π)bağı meydana gelir. Delta (J) bağı d atomik orbitalleri arasında oluşur. Anti bağorbitallerinin hepsinde çekirdekler arası eksene dik ikinci bir eksen vardır. Fakat biz molekülün merkezi etrafında dönüşüm simetrisi ile ilgileneceğiz. Bunlar arsında ilginç olan πp-p orbitaleri ungerada , π*p_p nın gerada olmasıdır.

Şekil 3.18. Atomik orbitallerden oluşan moleküler orbitaller ve simetrileri

İki Atomlu Moleküllerde Moleküler orbitaller Atomik orbitallerin enerjisinden daha düşük, yani kararlı moleküler orbitallerin oluşması için iki kriter var:

1- Atomik orbitallerin overlapı pozitif olmalı.

2- İki atomun atomik orbitallerinin enerjisi yaklaşık aynı olmalı.

Bu kısımda aynı cins atomik orbitallerin kombinasyonlarından ( 1s + 1s, 2s + 2s, 2p+2p vs. ) oluşan moleküler orbitalleri ve bunların enerjilerini inceleyeceğiz; Şekil 3.17’de iki tane s orbitalinden oluşan moleküler orbitalleri (MO) ve bunların enerji düzeylerini, Şekil 3.18’de ise p orbitallerinin oluşturduğu MO leri gördük. Oluşan bu moleküler orbitallerin enerji düzeyleri de Şekil 3.19’da gösterilmiştir. p atomik orbita1lerinden px ler N bağını, py ve pz ler π bağını meydana getirir. PX ler daha iyi overlap yaptıklarından oluşturdukları N bagları π bağ1arından daha kuvvetlidir. Bu nedenle N2p orbitali π2p orbitalinden daha düşük enerjili, yani daha kararlıdır.

Şekil 3.19 rehber olarak kullanarak çesitli iki atomlu (homo nükleer) molekülleri inşaedebiliriz. Moleküler orbitallerin inşasında da Pauli prensibi ve Hund kuralı geçerlidir.

Şekil 3.19. Basitleştirilmişmoleküler orbital enerji düzeyleri (s ve p atomik orbitallerinin karışımı düşünülmemiştir)

1) 1-4 elektronlu moleküller. H2 molekülünü daha önce görmüştük. İki elektron ;ısorbitalinde bulunur. İki bağ elektronu bir kimyasal bağ yapar. Moleküler orbital teori bağ elektronlarının sayısı ile kendini sınırlamaz. Bu yüzden bağ derecesi verilir.

Bağ derecesi = 21 (Nb-Na) (21)

Burada Nb = bağ elektronları sayısı, Na = anti bağ elektronları sayısı

He2 molekülü yoktur. Çünkü, Na = Nb, ve net bağ derecesi sıfırdır. Eğer Helyum molekülü iyonlaşırsa He2+ molekülsel iyonu oluşabilir. Böyle bir molekül üç elektrona sahiptir, net bağ derecesi 0,5 dir. Fakat böyle bir iyon çok yüksek enerjili durumlarda gözlenir.

Hhe molekülü, He2+ iyonu ile izoelektroniktir. Net bağ derecesi 0,5 olup bu molekülde muhtemelen izole koşullarda mevcuttur. Aksi halde diğer bir molekülle temas ettiğinde bozunur :

HHe + HHe H2 + 2He

2) Li2 ve Be2 molekülleri: iki lityum atomunda altı elektron var. Dördü N1s ve N*1s ‘e girerek bağ oluşturmaz. Son iki elektron N2s orbitaline girer ve net bir bağ verir.İki berilyumda sekiz elektron moleküler orbitallere söyle yerleşir:

Be2 = N21s N*21s N22s N*22s

Bağ derecesi (BD)= 21 (4-4)= 0, Be2 molekülü de He2 molekülü gibi mevcut

olmayacaktır.

3) B2 ve C2 molekülleri: Bu moleküller genelde gözlenmeyen kimyasal maddelerdir. Bununla birlikte bunların özellikleri bizim enerji düzeyleri diyagramının doğruluğunu tayin etmede önemlidir. Bunlar daha sonra tartışılacaktır.

4) N2 O2, F2 ve Ne2 molekülleri: Azot molekülü 14 elektron içerir. Bunlardan dördü N21s N*21s de bulunur ve bağ yapmaz. Sonraki dördü N22s N*22s orbitallerini işgal eder ve net

bağlanmaya katkısı bulunmaz. Geriye kalan altı elektron bir sigma ve iki pi bağı oluşturur. N2 molekülünün elektronik yapısı şöyle yazılabilir

N2= KK N22s N*22s N22p π42p Bağ derecesi 3 olup ( bir sigma iki pi bağı) deneysel olarak gözlenen bağ enerjisiyle ( 942 kJ/mol) uyumludur, O2 molekülünün elektronik yapısı;

O2= KK N22s N*22s N22p π4 2pπ*22p Şekil 2. 18 de enerji düzeyleri incelendiğinde π*2py 2pπ*2pz orbitallerinin dejenere oldukları görülür. Hund kuralı gereğince iki elektron paralel spinli olarak bu iki ayrıorbitali işgal eder. Bu yüzden elektronik yapı daha ayrıntılı olarak söyle yazılır:

O2= KK N22s N*22s N22p π4 2pπ*12py 2pπ*12pz Bu yazılış biçimi bağ derecesine etki etmez: BD = 1/2 ( 6 - 2) = 2. Sonuç Valens bağteorisi ile uyumludur. Ancak moleküler orbital teori O2 molekülünün para manyetik olduğunu da açıklar. Deneysel ölçümlerde bu teorinin doğruluğunu onaylar.

F2 molekülünün toplam 18 elektronu var, bunlann dağılımı şöyledir:

F2= KK N22s N*22s N22p π4 2p π* 4 2p BD = 1/2 ( 6-4) =1 olup vales bağ gösterimine uyar. İki elektron daha ilave ederek Ne2

molekülü elde edilir. Bu iki elektron geride kalan N*2p orbitaline girer;

Ne2= KK N22s N*22s N22p π4 2p π* 4 2pN*22p BD = l/2 ( 6 – 6 )=0 bulunur. Ne2 molekülü de He2 molekülü gibi mevcut olmayacaktır. İki atomlu moleküllerde moleküler orbital teorinin sonuçları Çizelge 3.6’da özetlenmiştir. İç kabuk elektronları bağlanmaya katkıları olmadıkları için K,L,M vs. ile gösterilir. n=1 (K), n=2(L), n=3 (M) vs. Bu yüzden Na= KKLN23s şeklinde gösterilir.

Çizelge 3.6 Bazı iki atomlu moleküllerde MOT sonuçları

MOT sonuçları Deneysel sonuçlar

Molekül elektron net bag parelel spinli Bağ enerjisi Diamanyetik (D

Elektron kJ/mol Paramanyetik (P)

H2 2 1N 0 432 D

He2 4 0 0 0 -

Li2 6 1N 0 105 D

Be2 8 0 0 0 -

N2 14 1 N 2π 0 941,69 D

O2 16 1N 1π 2 493,59 P

F2 18 1 N 0 155 D

Ne2 20 0 0 0 D

İki Atomlu Moleküllerin İyonlaşma Enerjileri ve Bağ Uzunlukları

Bazı iki atomlu molekül ve iyonlar da bağ uzunlukları incelendiğinde moleküler orbital teorinin avantajları daha iyi görülür. Örneğin O2 molekülü, moleküler orbital elektronik yapısından 1 N 1π olmak üzere iki bağı olduğunu daha önce görmüştük. Molekülün bağ uzunluğu 121 pm. dir. O2 molekülüne iki elektron ilavesi, çok iyi bilinen peroksit oksijenini verir:

O2 + 2e O2 2-

Bu iki elektron π * orbitallerine girer ve bağ derecesini bire düşürür. Atomların itme kuvvetleri aynı kalırken, sıkışma kuvvetleri azalır. Bu yüzden bağ uzunluğu 149 pm. ye yükselir.

Eğer O2 molekülüne tek elektron ilave edilirse süper oksit, O2- iyonu oluşur. Bağderecesinin 1,5 olmasına neden olur ve bağ uzunluğu da 126 pm. ye düşer.

O2 molekülünün iyonlaşması ile, O2 + katyonu oluşur.

O2 O2+ + 1e

Bağ uzunluğu 112 pm. ye düşerken bağ derecesi 2,5’ a çıkar.

Azot oksit, NO molekülü,115 pm. bağ uzunluğuna ve 2,5 bağ derecesine sahiptir. Nitrosil iyonu, NO+, π* antibağ elektronunun uzaklaşması ile oluşur. Böylece bağderecesinin 3 e yükselmesine ve bağ uzunluğunun 106 pm. 'ye düşmesine neden olur. Tersine elektron ilavesi (π* orbitaline) bağ derecesinde azalmaya ve bağ uzunluğunda artmaya neden olur.

Azot oksidin iyonlaşması , π* orbitalinden bir elektronun uzaklaşması ile olur.

NO NO+ + e İE = 894 kJ/mol

Hâlbuki atomal haldeki N ve O nin iyonlaşması, atomik orbitallerinden birer elektronun ayrılması ile meydana gelir'

N N+ + e- İE = 1402 kJ/ mol

O O+ + e- İE = 1314 kj/ mol

Atomik orbitallerin ( p orbitali ) enerji düzeyi, π* moleküler orbitalin enerji düzeyinden daha düşük olduğu için NO nün iyonlaşma enerjisi, atomlarınınkinden daha düşüktür (Şekil 3.19) . Bu nedenle NO+ iyonu kararlı olup, NOSO4ve NOBF4 gibi çeşitli bileşikler mevcuttur.

İyonlaşma enerjilerinin mukayesesi, O2 ve N2 molekülleri ve bunların atomları arasında da yapılabilir

N2 N2 + + e- İE = 1503 kJ / mol

O2 O2 + + e- İE = 1164 kj /mol

N2 molekülünün iyonlaşma enerjisi, N atomununkinden daha büyüktür. Çünkü molekülde elektron, bağ orbitalinden (daha kararlı) uzaklaşır, Aksine O2 nün iyonlaşma enerjisi, atomunkinden daha düşüktür. Burada elektron π* orbitalinden uzaklaşır.

İki Atomlu Moleküler Orbital Enerji Düzeylerine Yakından Bakış

Şu ana kadar basit enerji düzey diağramını (Şekil 3.19) kullandık. Bu model çeşitli iki atomlu moleküllerin magnetik özelliklerini, bağ uzunluklarını ve iyonlaşma enerjilerini başarı ile açıklamıştır. Bununla beraber bu model bazı moleküller için doğru netice vermez.

B2 ve C2 moleküllerinin bu modele göre elektronik yapıları:

B 2 = KK N22s N*22s N22p C2 = KK N22s N*22s N22p π12p π12p

şeklinde yazılır. Buna göre B molekülünün diamanyetik ve bir N bağına, C2

molekülünün Paramanyetik ve bir N, bir π bağına sahip oldukları tahmin edilir. Halbuki deneysel sonuçlar B2 molekülünün paramanyetik, C2 molekülünün diamanyetik olduğunu gösterir.

Basit model sadece A ve B atomunun eş enerjili orbitalleri arasındaki karışımı dikkate alır. Gerçekte karışım uygun simetrili tüm orbitaller arasında meydana gelir. 2s ve 2p orbitalleri arasındaki enerji farkı azdır ve atomun etkin atom numarası ile değişir. Flor ‘daki gibi etkin atom numarasının artması ile 2s ve 2p orbitalleri arasındaki fark daha büyür ve karışım ihmal edilecek kadar küçük olabilir. Gerçekten 2s ve 2p orbitalleri arasındaki enerji farkı Lityumda 200 kJ/mol, Flor da 2500 kJ/mol gibi dramatik bir yükselme gösterir.

Serinin solundaki elementlerde daha düşük etkin çekirdek yükleri 2s ve 2p orbitallerinin iyice yaklaşarak karışmasına izin verir. Bu fenomen Valens bağteorisindeki hibritleşmeye eşdeğerdir.

Biz burada s-p orbitallerinin karışımının ayrıntısını incelemeyeceğiz. Sadece deneysel sonuçları göreceğiz. Eğer Florda ki gibi s ve p orbitalleri arasındaki enerji farkı çok büyükse basit modelimiz yaklaşık doğrudur. 2s ve 2p orbitalleri arasındaki azalan enerji farkını düşünelim: Fark azaldıkça s ve p ‘nin karışımı enerjik olarak uygun olur. Bununla birlikte nihai enerji - düzey diyagramı bakımından daha önemlisi, aynısimetrili moleküler orbitaller bir biriyle etkileşerek daha düşük enerjili ve daha kararlıorbitaller ile daha yüksek enerjili ve daha kararsız orbltalleri vermesidir.

Bu durumda, Ng(2s) ve Ng(2p) orbitalleri birbirine yaklaşarak etkileşir. s ve p orbitallerinin karışımından dolayı artık 2s ve 2p sembollerini kullanmak uygun olmaz. Sadece simetrilerini kullanırız. iki Ng orbitali düşük eneıjili 2Ng ve yüksek enerjili 3Ngorbitallerini verir. N*u(2s) N*u(2p) orbitalleri arasındaki etkileşimden de 2N*u ve 3N*uorbitalleri oluşur. s - p karışımını da içeren doğru eneıji düzey diagramı Şekil 3.20’ da gösterilmiştir. Bu şekil biraz daha karışık olup bundan bağ derecesini tayin etmek zordur. 2Ng ve 1πu(2p) bağ orbitalleridir. Maksimum bağ derecesi bir 1Ng ve 2πbağıdır.

Li2, N2, O2 ve F2 gibi daha önce tartışılan çoğu moleküller için Şekil 3.18 ve 3.19 dayalıelektron yapıları arasındaki farklar sadece kalitatif olup deneysel gözlemlere duyarlıdeğildir. Şekil 3.20 modeli kullanıldığında B2 molekülünün elektronik yapısınındeneysel gözleme uyduğu görülür

http://concise.britannica.com/ebc/art-951/The-molecular-orbital-energy-level-diagram-for-diatomic-molecules-of

Şekil 3.20. Doğru moleküler orbital enerji düzey diyagramı 2s ve 2p orbitalleri arasında karışım(hibritlesme) olmuştur.

VB ve MO teorilerinin KarşılaştırılmasıBir teori, deneysel olarak gözlenen özellikleri açıkladığı ölçüde doğrudur. Bu nedenle şu teori doğrudur diye bir seçim yapılmamalıdır. Fakat başarılı ve başarısız taraflarıtartışılabilir. Bu düzeyde uygulanan moleküllerde iki teori de moleküler özellikleri açıklamada hemen hemen aynı sonuçları vermiş ve başarısını ispat etmiştir.

Bununla birlikte kalitatif farklar mevcuttur. Örneğin VB kavramında çok atomlu molekülleri göstermek biraz daha kolaydır. Çünkü bağ, çekirdekler arasında lokalize olmuştur. Halbuki Moleküler orbitaller delokalizedir ve göstermek zordur. Fakat bu özellik sistemleri açıklamada daha gereklidir. Bu yüzden MO yaklaşımı daha doğru gözükür.

Basit iki atomlu molekülleri tartışırken MO yaklaşımının VB dan daha iyi kalitatif cevaplar verdiğini göreceğiz. Fakat VB teorinin daha geliştirilmişi basit MO teoriye benzer kalitatif sonuçlar verir.

Polar moleküllerde moleküler orbitaller Farklı iki atomun ( hetero nükleer ) oluşturduğu moleküler orbitaller aynı iki atomun (homo nükleer) oluşturduğu moleküler orbitallerden farklıdır. Çünkü her bir atomik orbitalin katkıları aynı değildir. Aynı iki atomun oluşturduğu moleküler orbitalleri şöyle göstermiştik:

ψb = ψA + ψB (22)

ψa = ψA - ψB (23)

İki atomik orbitalde eşit katkıda bulunur. Eğer atomik orbitallerden biri diğerinden daha düşük enerjili ise, bağ orbitaline daha fazla, antibağ orbitaline daha az katkıda bulunacaktır:

ψb = aψA +bψB (24)

ψa = aψA - bψB (25)

Burada B atomu, A atomundan daha elektronegatif ise, b > a olur. B atomu daha düşük enerjili ( daha elektronegatif) olduğundan elektron bulutu bu çekirdeğe doğru kayar ve bağ MO bu atomun atomik orbitaline daha çok benzer. Örneğin CO molekülünde bağmoleküler orbitali oksijenin atomik orbitaline daha çok benzeyecektir. Antibağ MO "leri daha az elektronegatif olan karbona benzer

Oluşan moleküler orbital sayısı, birleşen atomik orbitallerin toplam sayısına eşittir. Her orbital aynı derecede kullanılmalıdır. Bu nedenle, eğer karbonun atomik orbitalleri bağ moleküler orbitaline daha az katkıda bulunuyorsa, anti bağ moleküler orbitaline daha fazla katkıda bulunmalıdır. CO molekülünün enerji düzey diyagramı Şekil 3.21.’de verilmiştir.

Hetero nükler moleküler orbitaller de gözlenen ikinci bir özellik, farklı enerjili atomik orbitallerden oluşan bağların kovelent bağ enerjisinin azalmasıdır. Eğer atomik orbitallerin enerjileri eşit değilse, özellikle değişim enerjisi azalır. Bu hal Şekil 3.22.a, b’de kalitatif olarak görülebilir. Özellikle son şekilde A ve B atomlarınınelektronegatiflikleri o kadar büyüktür ki kovelent bağ oluşumu engellenmiştir. A 'nınelektronları tamamen B’e ye transfer olarak basit iyonik bağ oluşur. Bu durumda değişim enerjisi ihmal edilebilir büyüklüğe düşer.

Şekil 3.21. CO molekülünün enerji düzey diyagramı

Değişim enerjisinin azalması bağın zayıflamasına neden olacağı düşünülebilir. Hâlbuki

değişim enerjisin azalması, bağda iyonik karekterin artmasına neden olur ve bağın daha kuvvetli olmasını sağlar.

A A A A

∆E ∆E B B

∆E≈ 0

( a ) (b)

Şekil 3.22. a) Hetero nükleer AB molekülü, a) A ve B nin elektronegatiflikleri biraz farklı, b) Hetero nükleer A+B- molekülü, elektronegatiflikler çok farklı

Hetero nükleer iki atomlu moleküle ikinci bir örnek hidrojen klorür molekülü verilebilir. Bu molekülde klor çekirdeği daha elektronegatiftir. Bu nedenle klor atomu üzerindeki 3s ve 3p orbitallerinin enerjisi, hidrojenin 1s orbitalinin enerjisinden daha düşüktür. HCl molekülünde moleküler orbitaller Şekil 3.23. de gösterilmiştir, Atomlarıbir arada tutan bir sığma bağı var, Klorun geriye kalan altı elektronu bağ yapmayan (non bonding) orbitallerini işgal eder. Bu orbitaller gerçekte klorun değişmeden kalan atomik orbitalleridir.

a*

H

1s Cl

π nb

3p

a nb

3s

a

Şekil 3.23. HCl molekülü için moleküler orbital enerji düzey diyagramı

Çok atomlu Moleküller

İki atomlu moleküllerde oluşan moleküler orbital sayısı, birleşen atomik orbitallerin toplam sayısına eşit olması gerektiğini söylemiştik. Çok atomlu moleküllerde de aynıkural geçerli olmalıdır. O halde N tane atomik orbitalden (AO) , N tane moleküler

orbital (MO) meydana gelir.

Üç atomlu çok basit doğrusal BeH2 molekülünü inceleyelim: Be atomundan 2 AO ( bir s ve bir tane p orbitali), iki H atomundan da 2 AO ( 1s atomik orbitalleri) toplam dört AO’ in lineer kombinasyonu ile dört MO oluşur. Be atomunun öteki iki 2p orbitali bağlanmaya katılmaz. Çünkü bunlar H ‘nin AO leri ile sıfır örtüşme yapar. . H ‘nin Be ‘dan daha elektroneğatif olduğu dikkate alındığında oluşan MO’lerin enerjileri Şekil 3.24de verilmiştir.

Ψg = a Ψ2s +b(ΨH + ΨH,) = σg

Ψu = c Ψ2p +d(ΨH + ΨH,) = σu

Ψ*g = b Ψ2s –a(ΨH + ΨH

,) = σg*

Ψ*u = d Ψ2p - c(ΨH - ΨH

,) = σu*

MO ‘lerin oluşmasında AO ‘lerin önceden birleşmesi(kombine olması) doğal olarak meydana gelir. Ayrıca hibritleşme gerekli değildir. Fakat hibritleşme uygun olabilir.

a*ua*g

Be 2p

π nb

2s H ve H ’

au

ag

Şekil 3.24 BeH2 molekülünde MO ‘nin enerji düzeyleri (g=gereda ,u= angereda , nb = non bonding)

İkinci bir örnek NH3 molekülünü dikkate alalım. 3 H den üç AO, Azot atomundan da dört AO( bir 2s ve üç 2p ) olmak üzere yedi AO in kombinasyonu ile yedi adet MO oluşur. Bu MO ‘lerin şekli daha karmaşık olup grup teorisi ile elde edilir. Şekil 3.23’ de MO’lerin enerji düzeyleri gösterilmiştir. AO lerin önceden karışması nedeniyle MO ler hangi atomik orbitalden oluştuğu bilinemez Bu nedenle MO’ler a, e, t harfleriyle gösterilir.

NH3 molekülünde 1a, 2a ve 3a ile gösterilen 3 MO var. Bunlardan 1a kuvvetli bağlayıcı, 2a bağ yapmayan (non bonding) , 3a ise anti bag. Geriye kalan 1e ve 2e ikişerli dejenere MO’ lerinden 1e bağ MO lerini, 2e antibağ MO leri oluşturur.

N NH3 3H 3a

a: tek bir orbitali, 2e e: dejenere iki orbitali, t: dejenere üç orbitali gösterir.

2p 2a

2s e

1e a

1a

Şekil 3.25. NH3 molekülünde MO lerin enerji düzeyleri

NH3 molekülünde toplam 8 elektron bu MO lere en düşük enerjiliden başlanarak doldurulur. NH3 molekülünün temel hal elektronik yapısı şu şekilde yazılır: 1a2 1e4 2a2

Molekül antibağ MO lerinde elektron içermediğinden, atomlarından daha kararlı( düşük enerjili) bir bileşiktir. 2a MO indeki 2 elektron N atomuna ait olup bağlanmaya katılmamıştır. Bu sonuç bağ yapmamış elektron çifti içeren geleneksel yapıya da uyumludur.

Oktedi Aşan Moleküllerde MO Teori Oktahedral SF6 molekülünde MO ler, S atomunun 3s ve 3p değerlik orbitalleri ( toplam dört tane ) ile her bir F atomunun bir p orbitallerinden ( toplam 6 tane) oluşur. Böylece toplam 10 AO den 10 MO elde edilir. Hesaplamalar bu orbitallerin dördünün bağ, dördünün antibağ ve geriye kalan ikisinin de non bonding orbitaller olduğunu gösterir (Şekil 3.26).

SF6 molekülündeki toplam 12 elektron ( altı S atomundan, altıda F atomlarından ) MO ‘lere düşük enerjiliden başlanarak yerleştirilir. Sonuçta 1a2 1t6 e 4 elektronik yapı elde edilir. Görüldüğü gibi antibağ orbitalleri kullanılmamıştır. Bu nedenle MOT, SF6

molekülünün oluşumunu dört bağ orbitalinin ve iki non bonding orbitalinin doluluğuile açıklar. Ortalama bağ derecesi (S –F) : 2/3 tür ( oluşan dört bağ / olması gereken altıbağ: 4/6 = 2/3) .

Burada önemli nokta, oktetin aşılması (hipervalens) olayının, S atomunun d orbitallerini kullanmadan açıklanabilmesidir. Bu durum bağlanmaya d orbitallerinin katılmadığı anlamına gelmez. Fakat MOT de S atomuna altı F atomunun bağlanmasıiçin buna gerek kalmamıştır. O halde birinci bölümde ifade edildiği gibi oktetin aşılması sadece d orbitallerinin varlığı ile açıklanamaz. Başka faktörlere de bağlı olduğuaçıktır.

S SF6 6F

2a

2t

3p 1a, 1t: Bağ

t e: Nonbonding

e e 2a, 2t: Antibağ

3s a

1t

1a

Şekil 3.26. SF6 molekülünde MO lerin enerji düzeyleri

Elektron Eksik Moleküllerde MO Teori Bu moleküllerde Lewis yapısı için yeterince elektron yoktur. Bunu Diboran(B2H6) da kolayca görebiliriz. Moleküldeki sekiz atom en az yedi bağ ile bağlanabilir. Yedi bağiçin en az 14 elektron gerekir. Fakat molekülde toplam 12 elektron var ( B atomlarından altı. Her bir H atomundan bir) .

Hâlbuki MO teoriye göre 14 AO den (her B atomunda dört, her bir H atomundan bir) 14 MO türetilebilir. Bu MO lerden yaklaşık yedisi bağ ve non bonding olacaktır. Moleküldeki 12 elektron için bu yedi MO fazla gelir. Bu nedenle böyle bir molekülün var olmasında esrarengiz hiçbir şey yoktur.

Bununla birlikte biraz farklı bir yaklaşım, molekülün BHB parçası üzerinde durularak gerçekleştirilir. Üç atomun AO’ lerin kombinasyonu ile üç MO oluşturulabilir (Şekil 3.25) Bu üç atomu bağlayan MO deki iki elektron köprü bağı oluşturur. Bu bağlara 3 merkezli 2 elektronlu( 3m2e) bağlar denir. Bu yaklaşımla Lewis gösterimi için önemli bir zorluk aşılmış olur. Öteki iki çift atomu ( BH ve BH ) bağlayan bağlarda normal olarak 2 şer elektron bulunur (Şekil 3.25).

Şekil 3.25. B2H6 molekülünde bağlanma 2e3m bağ orbtali

Çoklu Bağlar Çoklu bağlanmayı iki şekilde yorumlayabiliriz : N -π ve büküm bağları şeklinde. N -πtanımı genellikle alken ve alkin’ lerdeki bağları tartışırken kullanırız. Örneğin Etilendeki çift bağın bir N ve bir π bağından meydana geldiği düşünülür. N bağı karbon atomlarının sp2 hibrit orbitallerinin baş başa örtüşmesi ile , π bağı ise karbon atomundaki hibritleşmeye katılmamış p orbitallerinin yan yana örtüşmesi ile oluştuğudüşünülür (Şekil 3.26). Bu orbitaller daha önce gördüğümüz MO lere benzer.

Şekil 3.26. C2 H4 molekülündeki N ve π bağlarının gösterimi

Bu N ve π bağlarının eşdeğer olmadığı yukarıdaki açıklamadan anlaşılabilir. Daha açıkhale getirmek için bağ enerjilerini karşılaştıralım: Etan ’daki N bağı ile etilendeki Nbağının aynı kuvvette olduğunu farz edebiliriz( tam olmamakla birlikte iyi bir benzetme) N bağ enerjisi = 347 kJ/mol, Etilenin deneysel ayrışma enerjisi (N ve πbağlarını kırmak için) 598 kJ/mol dür. π bağının enerjisi 598- 347 = 251 kJ/mol bulunur. N ve π bağ enerjileri arasındaki 80 kJ/mol fark , π bağının daha zayıförtüştüğüne atfedilir.

Çoklu bağları tanımlamanın alternatif bir yolu da Pauli tarafından önerilmiştir. Bu yaklaşım, bütün bileşiklerde ( doymuş, doymamış) karbon atomunun tetrahedral olarak ( sp3 hibriti ) hibritleştiği düşünülür. Bu orbitallerin örtüşmesinden de çoklu bağlarınoluştuğu düşünülür (Şekil 3.27ve Şekil 3.28)

Şekil 3.27 Etilen molekülündeki büküm bağlarının gösterimi

Şekil 3.28 Büküm bağlarının basitleştirilmiş gösterimi

Büküm bağlarına muz bağları da denir Bunların eşit enerjili olduğu düşünülür. Örneğin Etilendeki iki bağın her birinin enerjisi 598/2 = 299 kJ/mol bulunur.

Moleküler Orbitaller ve Molekül Şekli Molekül şekilleri şimdiye kadar VSEPR yaklaşımı ile açıklandı. Bu yaklaşım tek faktör üzerinde yoğunlaşır: Elektron çiftleri arasındaki itmeler. Halbuki çok atomlu bir molekülün şekli, elektron – elektron itmeleri, elektron çekirdek etkileşimi ve elektronun kinetik enerjisini içeren bir çok faktöre bağlıdır. Toplam enerjiye farklı simetrili orbitallerin farklı katkılarını değerlendirmenin zorluğu Walsh yaklaşımı ile oldukça basitleştirilmiştir. Bu yaklaşım MO teori ile molekül şekli arasındaki ilişkiyi gösteren en basit analizdir. Walsh yaklaşımı VSEPR teorisine bir alternatif olup, molekül seklinin MO lerin doluluğu ile ilgisini inceler.

Üç atomlu H2 X molekülünün (BeH2 ve H2O gibi) şeklinin Walsh yaklaşımı ile tartışılması Şekil 3.29’ da açıklanmıştır. Bu şekle Walsh diagramı denir, diagram orbital enerjisinin molekül geometrisi ile değişimini gösterir. Şekil 3. 30’ da orbitallerin şekilleri verilmiştir.

Şekil 3.29’

Açısal (90o) H 2X molekülünde en düşük enerjili orbital 1a 1 ile gösterilendir. Bu orbital X 2pz orbitali ile H 1s orbitallerinin örtüşmesinden oluşur. Bağ açısı 180o ye değişirken iki H 1s orbitalleri daha az örtüşür fakat X 2s orbitalinin katkısı artar. Doğrusal (180o

açılı) molekülde X 2pz nin X 2s ile yer değiştirmesi orbitalin enerjisini düşürür. 1b2 nin enerjisi de düşer, çünkü ters H – H örtüşmesi azalır ve H 1s orbitalleri X 2py orbitali ile örtüşmek için daha iyi pozisyona girer. En büyük değişme 2a 1 de olur. 90o li molekülde bu orbital saf X 2s orbitalidir. Fakat 180o’li molekülde saf X 2pz orbitaline döner. Bu nedenle bu orbitalin enerjisi bağ açısı artarken büyük bir sıçrama gösterir. 1b 1 orbitali 90o li molekülde molekül düzlemine dik nonbondig X 2p orbitalidir ve doğrusal molekülde de nonbonding olarak kalır. Bu yüzden onun enerjisi açıyla çok az değişir.

Şekil 3 .30. H~ molekülünde MO lerin bileşimi, 90° ve 180° açılı iki ekstrem halde

Molekülün açısal olup olmadığım tayin eden esas özellik 2a orbitalinin dolu olup olmamasıdır. Açısal molekülde o, önemli oranda X 2s karakterindedir, fakat doğrusal molekülde değildir. Bu yüzden eğer bu orbital dolu ise düşük enerji gerçekleşir ve molekül açısal olur. Onun için H 2X molekülünün şekli, orbitalleri dolduran elektron sayısına bağlıdır.

2. periyotta en basit H 2X molekülü gaz fazda geçici olarak oluşan BeHz molekülüdür. ( BeHz normalde polimerik katı olarak bulunur ). Bu molekülde dört değerlik elektronu var. Bunlar en düşük enerjili iki MÖ tti doldurur. Walsn diagramından da görüleceğigibi sağ taraftaki orbitallere yerleştirildiğinde en düşük toplam enerjiye ulaşılır,

neticede molekülün doğrusal olduğu bulunur. Buna göre BeH 2 molekülünün 1 σg2 1σu2

yapısına sahip olduğu tahmin edilir. iki fazla elektrona sahip sahip CHz molekülünde üç orbital dolu olmak zorundadır. Bu durumda en düşük enerji, molekül eğer açısalsa sağlanır. CH 2 1a1 2 2a1 2 1b2 2 elektronik yapıdadır. Genelde, 5-8 elektronlu her hangi bir XH2 molekülünün açısal olacağı tahmin edilir. Gözlenen bağ açılan şöyledir:

BeH2 BH2 CH2 NH2 OH2

180o 131o 136o 103o 105o

Hem VSEPR teorisi hem de Walsh yaklaşımı bu sonuçları kalitatif olarak hesaplayabilir. Fakat kantitatif olarak güvenilir bir yöntem veremezler.

Walsh, bu yaklaşımı hidrojen bileşiklerinden başka öteki moleküllere de uygulamaya kalkıştı. Fakat elde edilen diyagramlar son derece karmaşık hal aldı. Bununla birlikte bu yaklaşım, VSEPR teorisinin önemli bir tamamlayıcısıdır. çünkü Walsh yaklaşımı,molekül şekli üzerine, tüm moleküle yayılan orbitallerin doluluğunun etkisini inceler, elektron çiftleri arasındaki lokal itmeler üzerinde daha az durur. Kompleks moleküllerin şekillerinin çağdaş tartışmalarında Walsh diyagramına benzer diyagramlarla sıkça karsılaşı1ır. Daha sonraki bölümlerde çok sayıda örnek göreceğiz.

Alıştırmalar 3.1 - Moleküler orbital diyagramını kullanarak, BN ve NO- molekül ve iyonlarının, bağderecesini ve bağ uzunluklarını tartışın. Eşleşmemiş elektron sayılarını gösterin.

3.2- Moleküler orbital teoriye göre aşağıda verilen tepkimelerin iyonlaşma enerjilerini karşılaştırınız:

O2 O2+ + e-

N2 N2 + + e-

NO NO+ + e-

3.3- Hipotetik dioksijenil süper oksit, O2+O2- molekülünü düşünün. Eğer bu molekül varsa, iyonlarının elektronik yapısı ne olurdu? Bağ derecelerini, bağ uzunluklarını ve eşleşmemiş elektron sayılarını tartışın.

3.4- NNO molekülü konu içinde tartışıldı. Buna izomerik NON molekülünü düşünün. Bu molekül, NNO molekülününe göre daha az veya daha çok mu kararlıdır. Niçin? CO2 molekülü COO dan ziyade OCO şeklinde düzenlenir, niçin?

3.5- Siyanat iyonu, OCN-, bir seri kararlı tuz oluşturur. Fakat birçok fulminat, CNO

patlayıcıdır. Açıklayın.

3.6 a) NH3 molekülünde, moleküler orbitalleri (MO) ve enerji düzeylerini çizerek gösterin. Bag MO leri bulun ve N-H bag sayısına bölerek ortalama N- H bağ derecesini hesaplayın b) Aynı işlemi SF6 molekülü içinde yapın ve ortalama S-F bağ derecesini hesaplayın

3.7 Asetilen, C2 H2, molekülünde C atomlarının yaptığı hibrit türünü ve bağlanmayı N -π gösterimi ile gösterin