Lewis Nokta Yapısı Nedir? Moleküllerin Lewis Yapısı Nasıl Çizilir?

Lewis nokta yapısı (İng: "Lewis dot structure"), bir atomun son enerji seviyesindeki valans elektronlarını element sembolü çevresinde noktalarla, atomlar arasındaki kovalent bağları ise nokta çiftleri veya çizgilerle gösteren kimyasal bir modeldir.⁠^{[1], [3]} Amerikalı kimyager Gilbert Newton Lewis, 1902 tarihli notlarına dayanan bu gösterimi 1916 yılında bilim dünyasına sunmuştur. Gösterim, atomların elektron paylaşarak veya aktararak nasıl bir araya geldiğini kağıt üzerinde izlemeyi sağlamaktadır. Çizim için önce bütün atomların valans elektronları toplanmakta, ardından merkez atom seçilerek komşu atomlar arasına tekli bağlar konulmakta ve kalan elektronlar oktet kuralına göre dağıtılmaktadır.

Su (H₂O), çamaşır ağartıcılarındaki hipoklorit iyonu (OCl⁻) veya fosil yakıtların yanmasıyla ortaya çıkan karbonmonoksit (CO) gibi türlerin kimyasal davranışı, elektronların atomlar arasında nasıl paylaşıldığına bağlıdır. Örneğin karbonmonoksitteki 10 valans elektronu bir üçlü bağ kurmakta ve karbon ile oksijen üzerinde birer ortaklanmamış elektron çifti bırakmaktadır. Kaynağa göre karbonmonoksit, hemoglobindeki demire bağlanarak oksijenin normalde bağlandığı yeri kapatabilmektedir ve bu, Lewis yapısı ile molekül davranışının ilişkilendirildiği bir örnektir. Üstelik iki atomlu bir gazdan çok atomlu iyonlara kadar bu türlerin hepsinde aynı sayım ilkeleri kullanılmaktadır. Karbonmonoksit ayrıca deterjan üretiminde kullanılan endüstriyel bir kimyasaldır.

Tekil atomların nokta gösterimleri, moleküllerin ve iyonların adım adım çizimi için başlangıç noktasıdır. Ardından alternatif çizimler arasında doğru olanı seçtiren formal yük hesabı, oktet kuralının istisnaları ve rezonans yapıları gelmektedir. Son olarak iki boyutlu kağıt çizimlerinin üç boyutlu kuantum dünyasındaki sınırları da ayrı bir önem taşımaktadır.

Lewis Nokta Yapısı Nedir?

Atomların nasıl bağ kurduğunu görselleştiren bu yöntemin kaynağı bir dergi makalesidir. Gilbert Newton Lewis'in Journal of the American Chemical Society dergisine 26 Ocak 1916 tarihinde ulaşan "The Atom and the Molecule" başlıklı makalesi, atomları birleştiren iki elektron için iki nokta kullanılmasını önermiştir.⁠^[2] Lewis bu iki noktanın iki nokta üst üste işareti biçiminde veya başka bir düzende yazılabileceğini de belirtmiştir. Makaledeki ilk atom çizimleri 28 Mart 1902 tarihli bir nottan alınmıştır. Not ile makale arasında yaklaşık on dört yıl vardır.

Araştırmacının kübik atom modelinde sekiz elektronun bir küpün sekiz köşesine simetrik biçimde yerleştiği varsayılmıştır. Bu model zamanla yerini modern atom modellerine bırakmış, buna rağmen elektronları noktalarla izleme fikri Uluslararası Temel ve Uygulamalı Kimya Birliği (IUPAC) terim sözlüğünde de yer almaktadır. Sözlüğe göre ikili bir bağ iki nokta çiftiyle, tek bir atoma ait eşleşmiş iki elektron ise yine iki noktayla gösterilmektedir.

Bir atomun tepkimelerdeki davranışını anlamak için bütün elektronlarını saymak gerekmemektedir. Bağlanmada belirleyici olan tanecikler, son enerji seviyesi (İng: "valence shell") içindeki valans elektronu (İng: "valence electron") adlı elektronlardır.⁠^[5] Çekirdeğe yakın iç kabuk elektronları ise sayıma katılmamaktadır. Örneğin flor atomunun 9 elektronundan içteki ikisi dışarıda bırakılmakta ve sadece 7 tanesi dikkate alınmaktadır. Su molekülünün bütün elektronları sayıldığında 10 gibi bir sonuç çıkmakta, oysa bağ kurmada rol oynayan elektronların sayısı 8'de kalmaktadır. Bütün elektronlar sayıldığında amonyakta 10, karbondioksitte 22 elektron bulunmaktadır. Lewis çiziminde ise bu toplamlar değil, sadece valans elektronlarının toplamı kullanılmaktadır.

Tek bir atomun Lewis yapısında önce element sembolü (İng: "chemical symbol") yazılmakta, ardından valans elektronlarını temsil eden noktalar sembolün çevresine tek tek konulmaktadır. İlk dört nokta sembolün üst, alt, sol ve sağ konumlarına birer birer dağıtılmaktadır. Bu nedenle en çok dört valans elektronu taşıyan elementlerde hiçbir konuma ikinci bir nokta eklenmemektedir. Beşinci noktadan itibaren eşleştirme başlamakta ve dörtten sonraki her yeni nokta, tek duran noktalardan birinin yanına eklenerek iki noktalı bir çift oluşturmaktadır. Örneğin yedi valans elektronu bulunan florun sembolü çevresinde üç çift ve bir tek nokta yer almaktadır.

Tek kalan, yani eşleşmemiş noktaların sayısı, atomun bileşiklerinde kaç bağ yapma eğiliminde olduğunu doğrudan göstermektedir. Örneğin karbon ile azot bu ilişkiyi açıkça yansıtmaktadır. Dört noktası da tek duran karbon, bu dört elektronu paylaşarak genellikle dört bağ kurmakta, azotun beş noktası ise bir çift ile üç tek noktadan oluşmaktadır. Dolayısıyla azot çoğu bileşiğinde üç bağ yapmakta, çiftini ise bağa katmadan kendi üzerinde tutmaktadır. Böylece sembol bir tahmin aracına dönüşmektedir. Oksijenin altı noktası ise iki çift ve iki tek noktadan oluşmaktadır. Bu nedenle oksijen su molekülünde iki bağ kurmakta ve iki çiftini kendi üzerinde tutmaktadır.

Evrim Ağacı

Oktet Kuralının Enerjetik Temeli

Atomların elektron alışverişinde veya paylaşımında görülen düzenlilik, oktet kuralı (İng: "octet rule") ile ifade edilmektedir. Kural, atomların sekiz valans elektronuna ulaşmak üzere elektron alma, verme veya paylaşma eğilimini anlatmakta ve sekize ulaşan bir atomun soy gazların kararlı elektron dizilimi (İng: "electron configuration") ile örtüşen bir soy gaz elektron düzeni (İng: "noble gas electron configuration") kazandığını öngörmektedir.

Periyodik tablonun ilk sırasındaki en hafif elementlerde ise sekiz sınırı geçerli değildir. Lewis, 1916 tarihli çalışmasında hidrojen ve helyum sırasında oktet yerine iki elektron kuralının (dublet sınırının) geçerli olduğunu vurgulamıştır.⁠^[2] Helyumun dizilimi, atomun enerji seviyesini tamamen doldurmakta, bu kabuğa en fazla iki elektron sığabildiği için hidrojen de iki elektrona ulaştığında doymuş sayılmaktadır. Bir hidrojen atomu bu nedenle tek bir bağ kurabilmektedir. Dolayısıyla su ve amonyak çizimlerinde de her hidrojen sadece iki elektronla doymuş kabul edilmektedir.

Bağ oluşumu anlatılırken düşülebilen bir yanılgı, atomların kabuklarını doldurmak için bilinçli bir "istek" taşıdığını varsaymaktır. Oysa atomların herhangi bir isteği yoktur. Bağlanmayı kabuk doldurma arzusu değil, sistemin enerji dengesi belirlemektedir.⁠^[14] Bu nedenle oktet kuralı bağlanmanın fiziksel nedeni olarak sunulmamalıdır. Kural, molekül yapılarını tahmin etmeyi kolaylaştıran yararlı ve yaklaşık bir kılavuzdur, ancak bir açıklama yerine geçmemektedir.

Enerji dengesinin işleyişi hidrojen (H₂) molekülünde açıkça görülmektedir. İki hidrojen atomu yaklaştığında çekirdekler ile elektronlar arasındaki çekim ve aynı yüklü tanecikler arasındaki itme aynı anda etki etmektedir. Deneysel olarak ölçülen 74 pm çekirdekler arası uzaklıkta bu iki etki dengelenmektedir.

İyonik Türlerin Köşeli Parantez Gösterimi

Atomlar arasındaki etkileşim her zaman elektron paylaşımıyla sonuçlanmamaktadır. Elektron verme eğilimi yüksek bir metal ile elektron alma eğilimi yüksek bir ametal karşılaştığında, valans elektronları bir atomdan diğerine tamamen geçmekte, elektron kaybederek pozitif yüklenen iyonlar katyon (İng: "cation"), elektron kazanarak negatif yüklenen iyonlar ise anyon (İng: "anion") olarak adlandırılmaktadır. Sezyum florür (CsF) oluşumu, bu aktarımın nokta gösteriminde nasıl izlendiğini somut biçimde göstermektedir.

Tek valans elektronlu sezyum, bu elektronu yedi noktalı flora vermektedir. Bu yüzden üründe sezyum katyonunun () sembolü üzerinde hiç nokta bulunmamaktadır.⁠^[3] Flor ise aldığı elektronla sekiz noktaya, yani neonun düzenine sahip florür anyonuna () dönüşmektedir. Böylece iki iyon da bir soy gazın elektron düzenine kavuşmaktadır.

İyonik bileşiklerin Lewis yapısında kovalent moleküllerden farklı bir yazım kuralı uygulanmaktadır. Katyon ve anyonun yükleri sembollerin sağ üst köşesine yazılmaktadır. Ayrıca anyon, sekiz noktasıyla birlikte köşeli parantez içine alınmaktadır. Parantez, iki iyon arasında ortak elektron bulunmadığını ve noktaların tamamen anyona ait olduğunu belirtmektedir.

Evrim Ağacı

Moleküllerin Lewis Yapısı Nasıl Çizilir?

Ametal atomları elektronlarını aktarmak yerine paylaştığında kovalent bağ (İng: "covalent bond") oluşmaktadır. Bu bağda rol oynayan elektronlara bağ elektronu (İng: "bonding electron"), iki atomun ortaklaşa kullandığı iki elektrona ise bağ yapan elektron çifti (İng: "bonding pair") denilmektedir. Lewis yapısında iki atom arasına konulan bir nokta çifti, bir kovalent bağı temsil etmektedir.⁠^[1] Uygulamada bu çiftler çoğunlukla noktalar yerine düz çizgilerle gösterilmektedir, yani iki gösterim aynı anlamı taşımaktadır.

Moleküldeki her valans elektronu bağa katılmamaktadır. Bağ dışında kalan elektronlar ortaklanmamış valans elektronu (İng: "nonbonding electron") olarak adlandırılmakta ve ait oldukları atomun hemen yanına yazılmaktadır. Tek bir atom üzerinde yerelleşmiş, eşleşmiş iki elektrondan oluşan çifte ise ortaklanmamış elektron çifti (İng: "lone pair") denilmektedir. Oktet denetiminde bu çiftler sadece bulundukları atoma sayılmakta, paylaşılan bağ yapan çiftler ise bağın iki ucundaki atomların sayımına birden girmektedir.⁠^[5]

Bir molekülün veya çok atomlu iyonun Lewis yapısını çizmek için altı adımlı sistematik bir yol izlenmektedir. İlk adımda atomların bağlantısını gösteren iskelet kurulmakta ve genellikle elektronegatiflik (İng: "electronegativity") değeri en düşük olan element merkez atom (İng: "central atom") olarak seçilmektedir. Hidrojen ve halojen (İng: "halogen") atomları ise çoğunlukla uç konumda yer almaktadır. Ayrıca formülün yazılışı bazen iskeleti doğrudan ele vermektedir. Örneğin dimetil eter çoğu zaman biçiminde yazılmakta ve iki karbon grubunun ortadaki oksijene bağlı olduğunu açıkça göstermektedir.

İkinci adımda yapıdaki bütün atomların valans elektronları toplanmaktadır. Üçüncü adımda ise iskelette komşu olan her atom çiftinin arasına birer bağ çizilmekte ve başlangıçtaki kovalent bağlar kurulmuş olmaktadır. Dördüncü adımda kalan elektronlar uç atomlardan başlanarak çiftler halinde dağıtılmakta ve bu işlemle her uç atomun okteti, hidrojenlerin ise iki elektronluk kabuğu tamamlanmaktadır. Beşinci adımda elde hala elektron kalmışsa bunlar merkez atoma yerleştirilmektedir.

Altıncı ve son adımda merkez atomun sekize ulaşıp ulaşmadığı kontrol edilmektedir. Oktet eksikse uç atomlardaki ortaklanmamış çiftlerden biri veya birkaçı, ikili ya da üçlü bağ kurmak üzere bağ bölgesine kaydırılmaktadır. Ancak bu son düzeltme her molekülde gerekmemektedir. Örneğin su molekülünde beşinci adımın sonunda oksijen sekize ulaştığı için çoklu bağ kurulmasına gerek kalmamaktadır.

Tekli Bağlı Türlerin Çizim Adımları

İki atom arasında tek bir elektron çiftinin paylaşılmasıyla kurulan bağa tekli bağ (İng: "single bond") adı verilmektedir. Su (H₂O) molekülü, tekli bağların ve ortaklanmamış çiftlerin yerleşimini gösteren en temel örnektir. Hidrojenler uç konumda bulunduğu için iskelet H-O-H biçimindedir. İki hidrojenden birer, 16. gruptaki oksijenden ise 6 elektron gelmekte ve toplam 8'e ulaşmaktadır.

Oksijen ile her hidrojen arasına birer çizgi konulduğunda oluşan iki O-H bağı 4 elektron harcamakta ve geriye 4 elektron bırakmaktadır. Hidrojenler dublet sınırına zaten ulaştığından, artan elektronlar oksijenin üzerine iki ortaklanmamış çift olarak yazılmakta ve sonuçta oksijen sekiz, her hidrojen iki elektrona ulaşmakta ve çizim tamamlanmaktadır. Benzer şekilde amonyakta (NH₃) azot, üç hidrojenle üç tekli bağ kurmakta ve kendi üzerinde bir ortaklanmamış çift taşımaktadır. Amonyakta azottan 5 ve üç hidrojenden 3 olmak üzere 8 valans elektronu bulunmakta, üç N-H bağı bunların 6 tanesini harcamakta ve kalan 2 elektron azot üzerinde bir ortaklanmamış çift oluşturmaktadır.

Çok atomlu iyonlarda toplam hesaplanırken iyon yükü de hesaba katılmaktadır. Her negatif yük toplama bir elektron eklemekte, her pozitif yük ise toplamdan bir elektron eksiltmektedir.⁠^[13] Örneğin klorat anyonunda () klordan 7, üç oksijenden 18 ve negatif yükten 1 elektron gelmekte, böylece toplam 26 olmaktadır. Çizim bittiğinde iyonun yapısı köşeli parantez içine alınmakta ve yük parantezin sağ üst dış köşesine yazılmaktadır.

Evrim Ağacı

Klorlu çamaşır ağartıcılarının ve havuz dezenfektanlarının etkin bileşeni olan hipoklorit iyonu (), bu kuralların iki atomlu bir anyonda nasıl işlediğini göstermektedir. Aşağıdaki çözümlü örnekte iyonun elektron sayısı ve çiftlerin dağılımı adım adım incelenmektedir.

Çözümlü örnek 1: Hipoklorit iyonunun) Lewis nokta yapısında kaç ortaklanmamış elektron çifti bulunmaktadır?**

Verilenler: 6 valans elektronlu oksijen (O), 7 valans elektronlu klor (Cl) ve toplam yük içeren hipoklorit () anyonu.⁠^[4]

İstenen: İyondaki elektron toplamı () ve tekli bağdan sonra atomlara yerleşen ortaklanmamış çift sayısı.

1. adım: Atomların valans elektronları toplanmakta ve yük nedeniyle toplama 1 elektron eklenmektedir:

2. adım: Oksijen ile klor arasındaki tekli bağda kullanılan 2 elektron toplamdan çıkarılmaktadır:

3. adım: Kalan elektronlar ikiye bölünerek çift sayısı bulunmaktadır:

Sonuç: Köşeli parantez içinde ve dışta yükle gösterilen hipoklorit iyonunda, oksijen ve klor üzerinde üçer adet olmak üzere toplam 6 ortaklanmamış çift bulunmaktadır.

Çoklu Bağların Oluşumu ve Formaldehit Örneği

Bazı moleküllerde bütün elektronlar dağıtıldığı halde merkez atom sekize ulaşamamaktadır. Bu durumda uç atomlardaki çiftler bağ bölgesine kaydırılarak çoklu bağlar kurulmaktadır. İki atom arasında dört elektronun paylaşılmasıyla oluşan bağa ikili bağ (İng: "double bond"), altı elektronun paylaşılmasıyla oluşan bağa ise üçlü bağ (İng: "triple bond") adı verilmektedir. Çizimde ikili bağ iki paralel çizgiyle, üçlü bağ ise üç paralel çizgiyle gösterilmektedir.

Formaldehit (), ikili bağın merkez atomun oktetini nasıl tamamladığını açıkça göstermektedir. Hidrojenler uçta yer aldığı ve karbonun elektronegatifliği oksijenden düşük olduğu için merkezde karbon bulunmaktadır. Elektron hesabı sonucunu vermektedir. Ardından karbon ile üç komşusu arasına birer çizgi konulduğunda bunların 6 tanesi harcanmaktadır.

Geriye kalan altı elektron oksijene üç çift olarak verildiğinde oksijen ve hidrojenler doymaktadır. Fakat karbonun çevresinde sadece 6 elektron kalmaktadır. Bu eksik, oksijendeki çiftlerden birinin ikili bağına dönüştürülmesiyle giderilmektedir. Böylece iki atom da oktete ulaşmakta ve oksijen üzerinde iki ortaklanmamış çift kalmaktadır. Bağa dönüşen çift oksijenin sayımından çıkmamakta, sadece artık iki atom tarafından birlikte sayılmaktadır.

Bağ mertebesinin tekli bağdan ikili veya üçlü bağa yükselmesi molekülün boyutlarını da değiştirmektedir. Yani bağ sayısı arttıkça atomlar birbirine yaklaşmaktadır. Aynı iki atom arasındaki ikili bağ genellikle tekli bağdan, üçlü bağ ise ikili bağdan daha kısadır.⁠^[6] Örneğin bir üçlü bağ, bir sigma ve iki pi bağından oluşmaktadır.

Formal Yük Kavramı ve Karbonmonoksit Yapısı

Bir molekül için oktete uyan birden fazla geçerli çizim yapılabildiğinde, gerçeğe en yakın olanı seçmek için formal yük (İng: "formal charge") hesabına başvurulmaktadır. Formal yük, serbest atomun valans elektron sayısı ile çizimde bu atoma atanan elektron sayısı arasındaki farktır. Hesap basittir. Ortaklanmamış elektronların tamamı bulundukları atoma verilmekte, bağ elektronları ise iki atom arasında eşit bölüştürülmektedir. Buna göre formal yük şu denklemle bulunmaktadır:⁠^[4]

Bu bağıntıda formal yükü, serbest atomun valans elektron sayısını, atom üzerindeki ortaklanmamış elektronları ve atoma bağlı bağlardaki toplam bağ elektronunu göstermektedir. Oktet denetimi ile formal yük hesabı elektronları farklı biçimde saymaktadır. Oktet denetlenirken paylaşılan bağ elektronları iki atoma da tam olarak yazılmaktadır. Oysa formal yükte bağ elektronlarının sadece yarısı ilgili atoma atanmaktadır. Bu nedenle iki sayım birbirine karıştırılmamalıdır.⁠^[7]

Amonyak () bu denklem için iyi bir sınamadır. Serbest halde 5 valans elektronu bulunan azot, bir ortaklanmamış çift () ve üç bağ () taşımakta ve kendi üzerindeki 2 elektronun tamamını, bağlardaki 6 elektronun ise yarısını almaktadır. Sonuçta kendisine atanan 5 elektron serbest haldeki sayıya eşittir ve azotun formal yükü sıfırdır. Benzer şekilde her hidrojen, bağının iki elektronundan birini aldığı için yüksüzdür. Genel bir kural olarak bir türdeki bütün formal yüklerin toplamı her zaman türün kendi net yüküne eşittir.

Evrim Ağacı

Formal yük, kovalent bir moleküldeki atomun taşıdığı gerçek bir elektrik yükü olarak yorumlanmamalıdır. Yine de alternatif çizimler değerlendirilirken formal yüklerin sıfıra en yakın olduğu yapı genellikle en kararlı yapı olarak tercih edilmektedir.

Karbonmonoksit Molekülünün Üçlü Bağ Yapısı

Karbonmonoksit (CO), çoklu bağ kurallarının ve formal yük hesabının birlikte çalıştığı çarpıcı bir örnektir. İki atomun katkısı elektron, yani beş çifttir. İlk denemede iki atom arasına tek bir çizgi konulup oksijene üç, karbona bir çift verilmektedir. Bu durumda oksijen sekize ulaşmakta, karbon ise eksik kalmaktadır. İlk deneme başarısızdır.

İki atomun birden doyması için oksijendeki çiftlerin bağ bölgesine taşınması gerekmektedir. Buna göre karbon ile oksijen arasına bir sigma ve iki pi bağından oluşan üçlü bağ çizildiğinde 6 elektron bağda toplanmaktadır. Kalan 4 elektron ise karbona ve oksijene birer çift olarak dağıtılmakta ve bu yerleşimle her iki atomun okteti tamamlanmaktadır. Ne var ki iki atomun da sekize ulaşması, formal yüklerin sıfır olduğu anlamına gelmemektedir.

Bu yüklerin işareti, sezgiye ters düşen bir sonuç vermektedir. Aşağıdaki çözümlü örnekte iki atomun formal yükü adım adım hesaplanmaktadır.

Çözümlü örnek 2: Karbonmonoksit (CO) molekülündeki atomların formal yükleri kaçtır?

Verilenler: Serbest halde 4 valans elektronlu karbon (C), 6 valans elektronlu oksijen (O) ve üçlü bağ () ile her atomda bir çift () içeren CO yapısı.⁠^[6]

İstenen: Karbon atomunun formal yükü () ile oksijen atomunun formal yükü ().

1. adım: Karbonun serbest haldeki elektron sayısından, üzerindeki 2 elektron ve üçlü bağdaki 6 elektronun yarısı çıkarılmaktadır:

2. adım: Aynı denklem 6 valans elektronlu oksijene uygulanmaktadır:

Sonuç: Karbonun formal yükü , oksijenin formal yükü olmaktadır. Bu zıt yükler birbirini götürmekte ve net yükü sıfır olan nötr molekülü vermektedir.

Bu sonuç elektronların atomlar arasında el değiştirmesiyle yorumlanmaktadır. Buna göre oksijen elektronlarından birini karbona vermiş sayılmakta ve formal yük almaktadır. Karbonun formal yükü de aynı sayımdan gelmektedir. Karbon oksijenden fazladan bir elektron almış sayılmaktadır.

Elektronegatifliği daha yüksek olan oksijenin pozitif formal yük taşıması ilk bakışta şaşırtıcıdır, ancak bu sonuç formal yükün gerçek bir yük olmadığını bir kez daha göstermektedir. Kaynak, karbonmonoksitin hemoglobindeki demire bağlanarak oksijenin normalde bağlandığı yeri kapatabildiğini aktarmakta ve bunu Lewis yapısı ile molekül davranışının ilişkilendirildiği bir örnek olarak sunmaktadır.⁠^[7]

Karbondioksit Yapısıyla Bağ Uzunluğu Karşılaştırması

Karbonun oksijenle oluşturduğu diğer temel bileşik olan karbondioksit (), formal yük kuralının simetrik yapıları nasıl öne çıkardığını göstermektedir. Bu molekülde paylaştırılacak elektron sayısı olarak hesaplanmaktadır. O-C-O iskeletindeki iki tekli bağ dört elektron harcamakta ve geriye on iki elektron bırakmaktadır. Artan bu elektronların iki uca paylaştırılması, her oksijene üç ortaklanmamış çift kazandırmaktadır.

Ortadaki atomun çevresinde ise dört elektron, yani oktetin yarısı bulunmaktadır. Bu açığı kapatmak için her oksijenden bir çift bağ bölgesine alınmakta ve iki ikili bağ içeren simetrik yapısı ortaya çıkmaktadır. Bu çizimde üç atomun da formal yükü tam olarak sıfırdır. Teorik olarak bir oksijene üçlü, diğerine tekli bağ veren bir çizim de oktete uymaktadır. Fakat bu seçenek iki oksijende sıfırdan farklı formal yükler doğurduğu için simetrik yapının gerisinde kalmaktadır. Bu çizimde üçlü bağlı oksijen , tekli bağlı oksijen formal yük taşımakta, karbonun yükü ise sıfır kalmaktadır.

İki molekülün Lewis yapıları yan yana konulduğunda, bağ mertebesinin bağ uzunluğuna etkisi deneysel verilerle doğrulanmaktadır. Karbonmonoksitte iki atomu bir üçlü bağ, karbondioksitte ise karbonu her oksijene birer ikili bağ bağlamakta ve ölçümlerde CO bağının uzunluğu yaklaşık 1,13 Å, CO₂ içindeki bağın uzunluğu ise 1,16 Å olarak bulunmaktadır. Fark küçük ama ölçülebilirdir. Bu karşılaştırma, üçlü bağın ikili bağdan genellikle daha kısa olduğu kuralıyla uyumludur.

Evrim Ağacı

Oktet Kuralının İstisnaları ve Rezonans Yapıları

Sekiz elektron ilkesi, özellikle ikinci periyottaki karbon (C), azot (N), oksijen (O) ve flor (F) için oldukça sıkı işleyen bir kılavuzdur.⁠^[12] Bu elementlerin son enerji seviyesine en fazla sekiz elektron sığmaktadır. Ancak tablonun diğer bölgelerine geçildiğinde veya farklı elektron sayılı türler incelendiğinde her molekül bu kalıba uymamaktadır.

Genel istisnalar üç grupta toplanmaktadır. Birinci grupta merkez atomun çevresinde sekizden az elektron bulunan eksik oktetli bileşikler yer almakta, ikinci grubu elektron toplamı tek sayı olan radikaller, üçüncü grubu ise sekizden fazla elektron barındıran genişlemiş oktetli yapılar oluşturmaktadır. Hatta oktetin korunduğu bazı türlerde bile bağların eşdeğerliğini göstermek için tek bir çizim yetmemektedir.

Eksik Oktetli Bor ve Berilyum Bileşikleri

Berilyumun iki, borun ise üç valans elektronu bulunmaktadır ve bu iki ikinci periyot elementinin bazı bileşiklerinde merkez atomun çevresi sekize ulaşmamaktadır. Örneğin bor trihidrür () içindeki 6 elektronun tamamı üç B-H bağında kullanılmaktadır. Bu nedenle borun çevresinde sadece altı elektron bulunmaktadır. Gaz halindeki berilyum klorürde () ise berilyumdan 2, iki klordan 14 elektron gelmekte ve iki Be-Cl bağı çizilip klorlar doyurulduğunda berilyumun çevresinde sadece 4 elektron kalmaktadır. Buna rağmen bu çizim kabul edilebilir bir Lewis yapısıdır. Eksik oktet, borun halojenli bileşiklerinde de görülmektedir.

Bor triklorürde () bordan 3, üç klordan 21 olmak üzere 24 elektron bulunmaktadır. Yaygın çizimde üç B-Cl bağı kurulmakta, her klor sekize ulaşmakta ve bor altı elektronda kalmaktadır. Akla gelen ilk soru, formaldehitteki gibi bir halojen çiftinin neden ikili bağa dönüştürülmediğidir. Bir klordaki çifti zorla ikili bağına çevirmek borun oktetini tamamlamaktadır. Fakat bu işlem klorda , borda ise formal yük yaratmaktadır.

Kaynak, aynı gerekçeyi bor triflorür için vermektedir: yüksek elektronegatifliğe sahip halojen üzerinde pozitif formal yük elverişsiz sayılmaktadır.⁠^[12] Dolayısıyla borda altı elektron bırakan ve bütün formal yükleri sıfır tutan tekli bağlı çizim tercih edilmektedir. Bu örnekte oktet kuralı ile formal yük ölçütü çatışmakta ve kaynak eksik oktetli çizimi tercih etmektedir. Borun boş kalan elektron bölgesi ise ileride, elektron çifti kabul eden türlerin davranışında yeniden önem kazanmaktadır.

Tek Elektronlu Radikaller ve Genişlemiş Oktetler

Bütün atomların oktete ve elektron çiftlerine sahip olabilmesi için elektron toplamının çift sayı olması şarttır. Toplamı tek olan türlerde ise bir atom üzerinde kaçınılmaz olarak eşleşmemiş bir elektron kalmaktadır. Bu türler radikaldir. Örneğin azot monoksitte (NO) azottan 5, oksijenden 6 olmak üzere 11 elektron bulunduğundan iki oktet aynı anda tamamlanamamaktadır. Azot ile oksijen arasına ikili bağ konulup tek elektronun azotta bırakıldığı çizimde iki formal yük de sıfırdır. Bu nedenle bu yapı tercih edilmektedir.

Tek sayıda elektron içeren diğer örnekler arasında azot dioksit () ile klor dioksit () yer almaktadır. Azot dioksit 17, klor dioksit 19 elektrona sahip olduğu için iki molekül de eşleşmemiş bir elektron taşımaktadır. Klor dioksit su arıtma tesislerinde kullanılmaktadır. Eşleşmemiş elektron, Lewis çiziminde atomun yanına konulan tek bir noktayla belirtilmektedir. Bu türlerde de elektron toplamı, diğer moleküllerde olduğu gibi atomların valans elektronları toplanarak bulunmaktadır.

Üçüncü istisna grubundaki genişlemiş oktetler, üçüncü ve daha sonraki periyot elementlerinin bileşiklerinde görülmektedir.⁠^[10] Yüksek gerilim hatlarının yalıtımında kullanılan kükürt hekzaflorür () bunun bir örneğidir. Bu gazda kükürtten 6, altı flordan 42 olmak üzere 48 elektron bulunmakta ve kükürt ile florlar arasına altı S-F bağı çizilip florlar doyurulduğunda kükürdün çevresinde 12 elektron sayılmaktadır. Kükürt böylece oktetini aşmakta, her flor ise sekiz elektronda kalmaktadır. Her flor üç ortaklanmamış çift taşımaktadır.

Evrim Ağacı

Bazı üçüncü periyot bileşiklerinde ise uç atomlar doyduktan sonra artan elektronlar merkez atoma çift olarak yerleşmekte ve sayımı sekizin üzerine çıkarmaktadır. Aşağıdaki çözümlü örnekte kükürt tetraflorür () üzerinden bu durum hesaplanmaktadır.

Çözümlü örnek 3: Kükürt tetraflorür) molekülünde merkez atomun çevresinde kaç elektron bulunmaktadır?**

Verilenler: Merkezde 6 valans elektronlu bir kükürt (S), uçlarda 7'şer valans elektronlu dört flor (F) atomu içeren molekülü.⁠^[10]

İstenen: Kükürdün çevresindeki toplam elektron sayısı ().

1. adım: Kükürt ile dört florun valans elektronları toplanmaktadır:

2. adım: Dört S-F bağındaki 8 elektron ile florları doyuran 24 elektron, yani toplam 32 elektron çıkarılmaktadır:

3. adım: Kükürde kalan 2 elektron ile dört bağdaki 8 elektron toplanmaktadır:

Sonuç: molekülünde kükürdün çevresinde 10 elektron bulunmakta ve molekül genişlemiş oktet yapısına sahip olmaktadır.

Eşdeğer Bağlar İçin Rezonans Gösterimi

Bazı türlerde deneysel bağ uzunlukları, tek bir çizimin öngördüğü tekli ve ikili bağ ayrımıyla uyuşmamaktadır. Karbonat iyonu () bu uyuşmazlığın bilinen bir örneğidir. Karbonun oktetini tamamlamak için üç oksijenden biriyle ikili, diğer ikisiyle tekli bağ çizilmesi gerekmektedir. Oysa ölçümler, üç karbon-oksijen bağının tamamının eşit ve yaklaşık 1,28 Å uzunluğunda olduğunu ortaya koymaktadır.⁠^[8] Ölçüm ile çizim burada çelişmektedir. Bir ikili ve iki tekli bağ içeren hiçbir tekil çizim bu eşitliği gösterememektedir.

Böyle durumlarda rezonans yapısı (İng: "resonance structure") kavramı devreye girmekte ve aynı tür için birden fazla sınır yapı çizilmektedir. Rezonans yapılarında atomların bağlantı düzeni aynı kalmakta, sadece elektronların dağılımı değişmekte, örneğin karbonatta ikili bağ üç oksijenden herhangi birine konulabildiği için üç ayrı rezonans yapısı bulunmaktadır. Çizimlerin arasına konulan çift uçlu ok (), aynı türün bu çizimlerle birlikte ele alınması gerektiğini belirtmektedir. Bu nedenle üç çizimden hiçbiri tek başına karbonat iyonunu tam olarak temsil etmemektedir.

Rezonans hakkında düşülebilen bir yanılgı, molekülün bu yapılar arasında sürekli ve hızlı biçimde gidip geldiğini düşünmektir. Gerçekte rezonans, bir çizimden diğerine dönüşen bir denge durumu değildir. Aksine karbonat iyonu üç çizimin ortalaması olan tek bir gerçek yapı halinde bulunmaktadır. Toplam dört bağ üç eşit bağa bölündüğünde her karbon-oksijen bağı yaklaşık bir tam üçte bir bağ mertebesi taşımaktadır. Bu değer tekli ile ikili bağ arasında kalmaktadır.

Aynı olgu kükürt dioksitte () de gözlenmektedir. İki rezonans yapısından biri ikili bağı sağdaki, diğeri soldaki oksijende göstermektedir. Buna karşın gerçek moleküldeki iki S-O bağının uzunluğu arasında hiçbir fark bulunmamaktadır.⁠^[13] Dolayısıyla bu molekülde de iki çizim birlikte ele alınmaktadır. Kısacası iki örnekte de ölçülen bağ eşitliği tek bir çizimle gösterilememektedir.

Koordine Kovalent Bağlar ve Lewis Asidi

Lewis yapılarındaki ortaklanmamış çiftler ve eksik oktetli atomlar, tepkimelerin nasıl gerçekleştiğini anlamada da doğrudan işe yaramaktadır. Bu çerçevede bir elektron çifti verebilen her tür Lewis bazı (İng: "Lewis base"), bir elektron çifti kabul edebilen her tür ise Lewis asidi (İng: "Lewis acid") olarak tanımlanmaktadır.⁠^[11] Böylece asitlik ve bazlık, proton alışverişinin ötesine taşınarak elektron çifti paylaşımıyla açıklanmaktadır. Dolayısıyla tanım, proton içermeyen pek çok türü de asit-baz kimyasının kapsamına almaktadır.

Eksik oktetli bor triflorür () ile ortaklanmamış çift taşıyan amonyak () arasındaki tepkime bu etkileşimin klasik örneğidir. Amonyaktaki azot, çiftini altı elektronlu bora sunmakta ve katılma ürünü oluşmaktadır. Bor bu çifti kabul ettiğinde çevresindeki elektron sayısı altıdan sekize çıkmakta ve okteti tamamlanmaktadır. Yeni B-N bağındaki iki elektronun ikisi de azottan gelmektedir.

Her iki bağ elektronunun da aynı atomdan geldiği bu tür bağlara koordine kovalent bağ (İng: "coordinate covalent bond") adı verilmektedir. Çizimde bağın yönü bazen elektron çiftini veren atomdan alan atoma doğru çizilen bir okla belirtilmektedir. Elektronların kaynağı oluşum sırasında tek bir atom olsa da koordine kovalent bağ kurulduktan sonra diğer bütün tekli kovalent bağlar gibi davranmaktadır.⁠^[11]

Aynı mekanizma hidrojen iyonunun () tepkimelerini de açıklamaktadır. Bir proton olan hiç valans elektronu içermemektedir. Bu yüzden bir bazın ortaklanmamış çiftini kabul ederek yeni bir kovalent bağ kurmakta ve tipik bir Lewis asidi olarak davranmaktadır. Örneğin amonyak bir protonu bu yolla bağladığında dört eşdeğer N-H bağı taşıyan amonyum iyonu () oluşmaktadır.

Evrim Ağacı

İki Boyutlu Çizimden Molekül Geometrisine

Kağıda çizilen bir Lewis yapısı atomların bağlanma sırasını ve çiftlerin yerini başarıyla gösterse de sadece iki boyutlu bir temsildir. Oysa gerçek moleküller üç boyutlu bir şekle sahiptir. Örneğin metanın () çizimi düzlemde birbirine dik dört C-H bağı gibi görünmektedir. Gerçek molekülde ise karbonun geometrisi dört yüzlü (tetrahedral) bir yapıdadır.⁠^[9] Yani dört hidrojen, bir karenin köşelerinde değil, bir üçgen piramidin köşelerinde yer almaktadır.

Üç boyutlu geometriyi kağıt düzleminde göstermek için düz çizgilerin yanı sıra dolu ve taralı kama sembolleri kullanılmaktadır. Bu teknikte koyu dolu kama bağın düzlemden izleyiciye doğru yaklaştığını, taralı kama ise bağın düzlemden geriye, yani izleyiciden uzağa yöneldiğini göstermektedir. Böylece derinlik kağıda taşınmaktadır. Metanın böyle bir çiziminde iki bağ düz çizgiyle kağıt düzleminde, birer bağ ise dolu ve taralı kamayla düzlemin önünde ve arkasında gösterilmektedir.

Nokta gösterimlerinin geometriden daha derin bir fiziksel sınırı da atom altı ölçekte ortaya çıkmaktadır. Elektronların uzaydaki gerçek dağılımı kuantum mekaniksel olasılık dağılımlarıyla betimlenmektedir ve noktalar elektronların kesin konumunu vermemektedir. En basit molekül olan H₂'de bile elektronun konumu kesin olarak belirlenememektedir.

Sonuç

Lewis nokta yapısı, valans elektronlarını noktalarla ve kovalent bağları çizgilerle izleyerek moleküllerin bağlanma düzenini kurmaya yarayan temel bir modeldir. Model, su ve amonyak gibi tekli bağlı moleküllerden karbonmonoksitteki üçlü bağa, bor bileşiklerindeki eksik oktetlerden kükürt hekzaflorürdeki genişlemiş oktete ve koordine kovalent bağlara kadar geniş bir yelpazeyi açıklamaktadır. Tek bir çizimin yetmediği durumlarda ise rezonans gösterimi devreye girmektedir. Nitekim karbonat iyonundaki 1,28 Å uzunluğundaki eşdeğer bağlar bu yolla doğru biçimde izlenebilmektedir.⁠^[8]

Bununla birlikte oktet kuralı bağlanmanın fiziksel nedeni olarak görülmemeli, enerji dengesini yansıtan pratik bir kılavuz olarak ele alınmalıdır.⁠^[14] Kağıt üzerindeki noktalar, karbonmonoksitteki üçlü bağı ve formal yük dağılımını göstermektedir. Ancak metandaki dört yüzlü geometriyi veya elektronların kesin konumunu doğrudan verememektedir.⁠^[9] Dolayısıyla kimyasal bağın tam resmi için bu sayım modelinin kama-çizgi gösterimleri ve kuantum mekaniksel olasılık dağılımlarıyla birlikte değerlendirilmesi gerekmektedir.