📝 9. Sınıf Kimya: Lewis Noktası Ders Notu
Atomların değerlik elektronlarını ve bu elektronların atomlar arasındaki bağ oluşumundaki rollerini gösteren basit bir temsil şekline Lewis Noktası Yapısı veya Lewis Yapısı denir. Bu yapı, özellikle kovalent ve iyonik bağların anlaşılmasında temel bir adımdır.
Değerlik Elektronları ve Lewis Yapısı İlişkisi 💡
Bir atomun Lewis yapısını çizebilmek için öncelikle değerlik elektron sayısını bilmek gerekir. Değerlik elektronları, atomun en dış enerji seviyesinde bulunan ve kimyasal bağların oluşumunda rol oynayan elektronlardır. Ana grup (A grubu) elementleri için değerlik elektron sayısı, elementin periyodik tablodaki grup numarasına eşittir.
- 1A grubu elementleri: 1 değerlik elektronu
- 2A grubu elementleri: 2 değerlik elektronu
- 3A grubu elementleri: 3 değerlik elektronu
- 4A grubu elementleri: 4 değerlik elektronu
- 5A grubu elementleri: 5 değerlik elektronu
- 6A grubu elementleri: 6 değerlik elektronu
- 7A grubu elementleri: 7 değerlik elektronu (Halojenler)
- 8A grubu elementleri: 8 değerlik elektronu (Soygazlar, Helyum hariç. Helyum'un 2 değerlik elektronu vardır.)
Lewis Yapısı Nasıl Çizilir? ✍️
Bir atomun Lewis yapısını çizmek için şu adımlar izlenir:
- Elementin sembolü ortaya yazılır.
- Değerlik elektron sayısı bulunur.
- Değerlik elektronları, element sembolünün dört tarafına (sağ, sol, üst, alt) önce birer birer yerleştirilir.
- Dört taraf dolduktan sonra, kalan elektronlar varsa, eşleşmemiş elektronların yanına ikinci bir elektron olarak yerleştirilerek elektron çiftleri oluşturulur.
Örnek 1: Lityum (Li) atomunun Lewis yapısı.Lityum 1A grubundadır, bu nedenle 1 değerlik elektronu vardır.
Li atomunun Lewis yapısı: \(Li \cdot\)
Örnek 2: Azot (N) atomunun Lewis yapısı.Azot 5A grubundadır, bu nedenle 5 değerlik elektronu vardır.
Önce dört tarafa birer elektron yerleştirilir:
\[ \begin{matrix} \cdot \\ \cdot N \cdot \\ \cdot \end{matrix} \]
Kalan bir elektron, eşleşmemiş elektronlardan birinin yanına eklenir:
\[ \begin{matrix} \cdot \cdot \\ \cdot N \cdot \\ \cdot \end{matrix} \]
Burada, bir çiftleşmiş elektron çifti ve üç adet eşleşmemiş elektron gösterilmiştir.
Örnek 3: Neon (Ne) atomunun Lewis yapısı.Neon 8A grubundadır, bu nedenle 8 değerlik elektronu vardır.
Tüm değerlik elektronları çiftler halinde yerleşir:
\[ \begin{matrix} \cdot \cdot \\ \cdot \cdot Ne \cdot \cdot \\ \cdot \cdot \end{matrix} \]
Neon, kararlı bir soygazdır ve tüm değerlik elektronları çiftleşmiştir (8 elektron = oktet).
Oktet ve Dublet Kuralı ✅
Atomlar, son katmanlarındaki elektron sayısını genellikle 8'e tamamlamak isterler. Bu duruma oktet kuralı denir. Hidrojen (H) ve Helyum (He) gibi bazı küçük atomlar ise son katmanlarındaki elektron sayısını 2'ye tamamlamak isterler. Bu duruma da dublet kuralı denir.
Lewis yapıları, atomların bağ oluşturarak nasıl oktet veya dublet kuralına uyduklarını görselleştirmemize yardımcı olur.
İyonların Lewis Yapıları ➕➖
Atomlar elektron alarak veya vererek iyon oluşturabilirler. İyonların Lewis yapıları çizilirken, alınan veya verilen elektronlar hesaba katılır ve iyonik yük köşeli parantez dışına yazılır.
Örnek 1: Sodyum iyonu (\(Na^+\)) Lewis yapısı.Sodyum (Na) 1A grubundadır, 1 değerlik elektronu vardır. Kararlı olmak için bu 1 elektronu verir ve \(Na^+\) iyonunu oluşturur. Elektronu verdiğinde artık değerlik elektronu kalmaz.
\[ [Na]^+ \]
Örnek 2: Klor iyonu (\(Cl^-\)) Lewis yapısı.Klor (Cl) 7A grubundadır, 7 değerlik elektronu vardır. Kararlı olmak için 1 elektron alır ve \(Cl^-\) iyonunu oluşturur. Aldığı elektronla birlikte 8 değerlik elektronu olur.
\[ \begin{matrix} \cdot \cdot \\ [\cdot \cdot Cl \cdot \cdot ]^- \\ \cdot \cdot \end{matrix} \]
Kovalent Bağlı Bileşiklerin Lewis Yapıları 🔗
Kovalent bağlı bileşiklerde atomlar, oktet veya dublet kuralına uymak için değerlik elektronlarını ortaklaşa kullanırlar. Ortaklaşa kullanılan elektron çiftlerine bağlayıcı elektron çifti, ortaklaşa kullanılmayan ve bir atom üzerinde kalan elektron çiftlerine ise ortaklanmamış elektron çifti (veya eşleşmemiş elektron çifti) denir. Bağlayıcı elektron çiftleri genellikle iki nokta (\(\cdot \cdot\)) veya bir çizgi (\(-\)) ile gösterilir.
Örnek 1: Hidrojen molekülü (\(H_2\)) Lewis yapısı.Her bir H atomunun 1 değerlik elektronu vardır. Dublet kuralına uymak için birbirleriyle 1 elektronu ortaklaşa kullanırlar.
\[ H \cdot \cdot H \quad \text{veya} \quad H-H \]
Burada bir adet bağlayıcı elektron çifti bulunmaktadır.
Örnek 2: Klor molekülü (\(Cl_2\)) Lewis yapısı.Her bir Cl atomunun 7 değerlik elektronu vardır. Oktet kuralına uymak için birbirleriyle 1 elektronu ortaklaşa kullanırlar.
\[ \begin{matrix} \cdot \cdot & & \cdot \cdot \\ \cdot \cdot Cl \cdot & \cdot Cl \cdot \cdot \\ \cdot \cdot & & \cdot \cdot \end{matrix} \]
Ortaklaşa kullanılan elektron çifti bir bağ oluşturur ve her iki Cl atomu da 8 elektrona ulaşır (kendi elektronları + ortaklaşa kullanılanlar).
Lewis yapısı genellikle şu şekilde gösterilir:
\[ \begin{matrix} \cdot \cdot & & \cdot \cdot \\ \cdot \cdot Cl & - & Cl \cdot \cdot \\ \cdot \cdot & & \cdot \cdot \end{matrix} \]
Burada 1 adet bağlayıcı elektron çifti (çizgi ile gösterilen) ve her bir Cl atomu üzerinde 3'er adet olmak üzere toplam 6 adet ortaklanmamış elektron çifti bulunmaktadır.
Örnek 3: Su molekülü (\(H_2O\)) Lewis yapısı.Oksijen (O) 6A grubunda, 6 değerlik elektronu vardır. Hidrojen (H) 1A grubunda, 1 değerlik elektronu vardır.
Oksijen atomu merkez atomdur. Her bir hidrojen atomu, oksijen ile birer elektronunu ortaklaşa kullanarak dubletini tamamlar. Oksijen ise iki hidrojen atomuyla ikişer elektron ortaklaşa kullanarak oktetini tamamlar.
\[ \begin{matrix} & \cdot \cdot \\ H - & O & - H \\ & \cdot \cdot \end{matrix} \]
Bu yapıda 2 adet bağlayıcı elektron çifti (H-O bağları) ve oksijen üzerinde 2 adet ortaklanmamış elektron çifti bulunmaktadır.