Lewis formülü

YKS TYT
1

Lewis formülü

2

Lewis Formülü (Lewis Yapı Formülleri) Nedir?

Answer:
Lewis formülleri (veya Lewis yapı formülleri), kimyasal bileşiklerde atomlar arasındaki kovalent bağların nasıl oluştuğunu gösteren 2 boyutlu çizim yöntemleridir. Bu formüller, bağ yapısının yanı sıra her bir atomun değerlik elektronlarını ve varsa serbest (yalnız) elektron çiftlerini de görselleştirerek molekülün yapısına dair önemli ipuçları sunar. Kimyanın temel konularından biri olan Lewis formülleri, molekülün bağ dizilişini ve elektron paylaşımını anlamada son derece faydalıdır. Özellikle organik, inorganik ve biyokimya gibi alt disiplinlerde yaygınca kullanılır.

Lewis Formüllerinin Temel İlkeleri

Değerlik Elektronlarının Gösterimi

Lewis formülü çizerken en önemli adım, her atomun değerlik elektronlarını belirlemektir. Değerlik elektronları, atomun en dış katmanındaki elektronlardır ve kimyasal bağların oluşumunda rol oynarlar. Her atomun kimlik kazandığı grup numarasından yola çıkarak bu elektron sayıları tespit edilir. Örneğin, periyodik tablonun 1A grubundaki elementlerin (H, Li, Na vb.) 1 değerlik elektronu, 7A grubundaki elementlerin (F, Cl, Br vb.) ise 7 değerlik elektronu bulunur.

Oktet Kuralı

Birçok durumda (Helyum ve diğer soy gazların istisnai durumları hariç), atomlar, en dış katmanlarında 8 değerlik elektronuna (Oktet) ulaşmaya çalışır. Hidrojen gibi bazı istisnalarda 2 elektronluk “duet” kuralı da söz konusudur. Lewis formülü çiziminde, atomların 8 elektron kuralına uymak için nasıl paylaşımda bulunduklarını ya da elektron alıp verdiklerini gösteririz.

Bağ Yapıları

Lewis formüllerinde kovalent bağlar, iki atom arasındaki paylaşılan elektron çiftleri olarak gösterilir. Bir elektron çifti genellikle tek bağ (–) şeklinde çizilir. İki atom arasında iki elektron çifti paylaşılıyorsa bu çift bağ (=), üç çift paylaşılıyorsa üçlü bağ (≡) olarak temsil edilir. Ayrıca, stokiyometrik olarak doğru molekül formülü doğrultusunda her atomun etrafında iki nokta halinde gösterilen serbest elektron çiftleri (lone pairs) de büyük önem taşır.

Lewis Formülü Nasıl Çizilir?

  1. Toplam Değerlik Elektronu Sayısını Bulma
    Moleküldeki tüm atomların değerlik elektron sayılarını toplayın. Bu toplam, Lewis formülünde dağıtacağınız elektron sayısını verir.

  2. Merkez Atomu Seçme
    Genelde en az elektronegatif olan atom (hidrojen ve halojenler hariç) merkez atom olarak belirlenir. Örneğin, HClO’da merkez atom çoğunlukla Cl değil, O’dur; ancak H2O’da oksijen merkez atomdur.

  3. Atomları Birbirine Bağlama
    Önce her iki atom arasında tek bağlar (paylaşılan bir elektron çifti) çizin. Bu, her atomu birbirine en az bir kovalent bağla bağlamak için başlangıç noktasıdır.

  4. Kalan Elektronları Yerleştirme
    Toplam değerlik elektron sayısından kullanılan bağ elektronlarını çıkarın ve kalan elektronları, atomların oktetini (veya ilgili kuralını) tamamlayacak şekilde yalnız elektron çiftleri (lone pairs) olarak dağıtın.

  5. Oktet Kuralını Kontrol Etme
    Her atomun, kuralına uygun şekilde 8 elektrona (veya Hidrojen için 2 elektrona) sahip olup olmadığına bakın. Eğer atomların oktetini tamamlayamıyorsanız, çift bağ veya üçlü bağ yaparak güçlendirebilirsiniz.

  6. Formülü Kontrol Etme
    Bağların sayısı, elektron dağılımı, toplam yük (varsa iyonlarda) ve her atomun biçimsel yük (formal charge) hesaplaması yapılarak çizimin doğruluğu test edilir.

Örnek: H2O (Su) Molekülü

  1. Toplam Değerlik Elektronu:

    • Hidrojen (H) periyodik tabloda 1A grubunda, 1 değerlik elektronu vardır. 2 Hidrojen atomu için toplam 2 elektron.
    • Oksijen (O) 6A grubundadır ve 6 değerlik elektronu vardır.
    • Toplam = 2 (H) + 6 (O) = 8 değerlik elektronu.

  2. Merkez Atomu Seçimi:
    Oksijen, en az elektronegatif olmayan ama H’yi merkezde kullanmayacağımız için (H asla merkez atom olmaz), merkez atomumuz O’dur.

  3. Bağ Oluşturma:

    • Her bir hidrojenle oksijen arasında birer kovalent bağ (tek bağ) çizilir.
    • Böylece 2 H–O bağımız vardır.

  4. Kalan Elektronları Yerleştirme:

    • İki H–O bağında toplam 2 elektron çifti kullanılır (4 elektron).
    • Toplam elektron 8 idi. 4 elektron bağlarda kullanıldı. Geriye 4 elektron kalır.
    • Kalan 4 elektronu (iki çift) oksijenin üzerine yalnız elektron çifti (lone pair) olarak yerleştiririz.

  5. Oktet Kontrolü:

    • Oksijen, 2 bağdaki paylaşılan elektronlar + yalnız elektron çiftleriyle 8 elektrona ulaşır.
    • Her hidrojen, tek bağla 2 elektron paylaşarak duet kuralına (2 elektron) uymuş olur.

Elde ettiğimiz formül:

H – O – H
    ..
    ..

Burada (..) oksijen üzerindeki serbest elektron çiftlerini temsil eder.

Lewis Formülleri ve Biçimsel Yük (Formal Charge)

Bir moleküldeki veya çok atomlu iyondaki her atom için biçimsel yük hesabı (FC) yapmak, hangi yapının en kararlı konfigürasyonu sunduğunu anlamak açısından önemlidir. Biçimsel yük değeri şu formülle hesaplanır:

FC = ( \text{Değerlik Elektronu} ) - \left( \text{Bağlayıcı Elektron Sayısı} / 2 + \text{Serbest Elektron Sayısı} \right)
  • Değerlik Elektronu: Atomun periyodik tablodaki grup numarasına göre.
  • Bağlayıcı Elektron Sayısı: Atomun paylaştığı (bağda kullanılan) elektronların sayısı.
  • Serbest Elektron Sayısı: Atomun tek başına sahip olduğu elektronlar (lone pairs).

Molekülün genel yükü, tek tek atomların biçimsel yükleri toplamına eşit olmalıdır.

Lewis Formüllerinde Sıkça Karşılaşılan İstisnalar

  • Genişlemiş Oktet: 3. periyottaki elementler (örneğin, S, P) bazen merkez atom olarak 8’den fazla elektron bulundurabilir. Buna genişlemiş oktet (expanded octet) adı verilir.
  • Eksik Oktet: Özellikle berilyum (Be) ve bor (B) gibi elementler, 8 elektron kuralına ulaşmayan kararlı bileşikler (örneğin \text{BF}_3) oluşturabilirler.
  • Radikaller: Toplam elektron sayısının tek olduğu durumlarda radikal (eşleşmemiş elektrona sahip) moleküller ortaya çıkar.

Örnek Lewis Yapıları ve Elektron Dağılımları

Aşağıdaki tabloda bazı basit moleküller için merkez atom, toplam değerlik elektronları ve Lewis formülünde dikkat edilmesi gereken noktalar özetlenmiştir:

Molekül Toplam Değerlik Elektronu Merkez Atom Lewis Formülü Özelliği
H2O 8 O İki tane H–O bağı, 2 lone pair
CO2 16 C Karbondioksit, her O ile çift bağ
NH3 8 N Amonyak, üç H–N bağı, 1 lone pair
BF3 24 B Bor triflorür, eksik oktet (6 e–)
SO4^2– 32 S Sülfat iyonu, genişlemiş oktet örneği

Bu tablo, farklı senaryolara dair karşılaştırmalı bir bakış sunar. Molekülleri analiz ederken hem oktet kuralını hem de biçimsel yük dengesini göz önünde bulundurmak gerekir.

Sonuç

Lewis formülleri, kimyasal bağların ve moleküllerin yapısal özelliklerinin temel bir görsel sunumudur. Özellikle kovalent bağ türlerini, serbest elektron çiftlerini ve biçimsel yük dağılımını kavramak için önemlidir. Moleküllerin 3 boyutlu geometrisini doğrudan anlatamasa bile, hangi atomun kaç tane bağ yaptığı, hangi atomların yalnız elektron çiftine sahip olduğu gibi kritik noktalara ışık tutar. Lewis formülleri, kimyayla yeni tanışan öğrencilerden ileri araştırma yapan bilim insanlarına kadar her seviyede kullanılabilen, güçlü ve sade bir araçtır.

@nadiyesebnem_ozic