Lewis Yapısı Nedir? Elektron Sayımı ve Çizim Basamakları

Lewis yapısının tanımı ve amacı

Lewis yapısı, atomların değerlik elektronlarını nokta ve çizgilerle gösteren bir modeldir. Moleküldeki atom sembolleri çevresindeki noktalar, bağ oluşumuna katılmayan yalnız elektronlarını; atomlar arasındaki çizgiler ise ortak kullanılan elektron çiftlerini temsil eder. Böylece kovalent bağların hangi atomlar arasında kurulduğu ve elektronların atomların çevresinde nasıl bulunduğu tek bir gösterimde izlenebilir.

Örneğin Cl2 molekülünde iki klor atomu bir elektron çiftini ortaklaşa kullanır. Yapı Cl-Cl biçiminde yazıldığında çizgi, iki klor arasındaki ortak çifti gösterir; her klor atomunun çevresinde ayrıca üç yalnız elektron çifti bulunur. Bu düzenle her klor, bağdaki iki elektronla kendi yalnız çiftlerindeki altı elektronu birlikte değerlendirerek sekiz değerlik elektronuna ulaşır.

Lewis sembolü ise tek bir atomun ya da tek atomlu iyonun çevresindeki değerlik elektronlarını noktalarla tanıtmak için kullanılır; molekül ve çok atomlu iyonlarda kullanılan daha kapsamlı gösterim Lewis yapısıdır. Bu model elektronların nerede bulunduğunu gösterir, ancak molekülün uzaydaki şeklini açıklamaz; bu konu VSEPR kuramı ve molekül geometrisiyle incelenir.

Toplam değerlik elektronu sayısının belirlenmesi

Lewis yapısı çizimine başlamadan önce molekülün veya iyonun kullanılabilir toplam değerlik elektronları bulunur. Değerlik elektronları, atomun en dış enerji düzeyindeki ve kimyasal bağlara katılabilen elektronlardır. Nötr bir molekül için her atomun değerlik elektronları toplanır. Bu sayı, çizim boyunca yerleştirilebilecek toplam elektron miktarını belirlediği için başlangıçta yapılan hata bütün yapıyı değiştirir.

Örneğin OF2 için oksijenin 6, her flor atomunun 7 değerlik elektronu vardır. Toplam değerlik elektronu sayısı 6 + 7 + 7 = 20 olur. SiH4 için silisyumun 4 ve dört hidrojenin toplam 4 elektronu dikkate alınır; toplam 8 elektron elde edilir. Bu elektronların tamamı bağ çiftleri ve yalnız elektron çiftleri olarak çizimde kullanılmalıdır.

İyonlarda yük de hesaba katılır: negatif yük başına bir elektron eklenir, pozitif yük başına bir elektron çıkarılır. Örneğin tek negatif yüklü bir iyon için atomların değerlik elektronları toplamına bir elektron eklenirken, NO+ gibi tek pozitif yüklü bir türde toplamdan bir elektron çıkarılır. Elektron sayımı tamamlandıktan sonra iyon yapısı köşeli parantez içine alınır ve yük parantezin dışına yazılır.

Bağ çiftleri ve yalnız elektron çiftlerinin gösterimi

Lewis yapısında iki atom arasında paylaşılan iki elektron, bir bağ çifti oluşturur ve çoğunlukla tek bir çizgiyle gösterilir. Tek çizgi tek bağa, iki çizgi çift bağa, üç çizgi ise üçlü bağa karşılık gelir. Çizgi kullanmak, iki ayrı noktayı tek tek çizmek yerine ortak elektron çiftini daha kolay görmeyi sağlar.

Bağ yapımına katılmayan değerlik elektronları yalnız elektron çifti olarak atom sembolünün çevresine nokta çiftleri hâlinde yerleştirilir. Örneğin Cl2 yapısında Cl-Cl arasındaki çizgi bir bağ çiftidir. Her klor atomunun üzerinde kalan altı elektron ise üç yalnız çifttir. Bağ çifti iki atomla ilişkilendirilirken yalnız çift yalnızca bulunduğu atomun çevresinde gösterilir.

Bu ayrım OF2 örneğinde de görülür. O-F bağlarının her biri bir ortak elektron çifti içerir; oksijen üzerinde iki yalnız elektron çifti, her flor üzerinde ise üç yalnız elektron çifti bulunur. Bir bağın tek, çift veya üçlü olması, atomlar arasında kaç elektron çiftinin ortaklaştığını gösterir; toplam elektron sayısı ise başlangıçta hesaplanan değerle aynı kalmalıdır.

Lewis yapısı çizim basamakları

Basit bir Lewis yapısı çizmek için önce molekülün veya iyonun toplam değerlik elektronlarını hesaplayın. Ardından atomları bir iskelet yapı içinde düzenleyin ve genellikle elektronegatifliği daha düşük olan atomu merkeze yerleştirin. Hidrojen çoğunlukla merkez atom olmaz; flor da çok elektronegatif olduğu için merkezde bulunmaz. Merkez atom ile çevredeki atomları önce tek bağlarla birleştirin. Her tek bağ, toplam elektronlardan iki elektron kullanır.

Kalan elektronları önce hidrojen dışındaki çevre atomlarına yalnız çiftler hâlinde dağıtın ve bu atomların dış kabuklarını tamamlamaya çalışın. Hâlâ elektron kalırsa merkez atoma yerleştirin. Daha sonra her atomun çevresindeki elektronları kontrol edin. Merkez atom oktete ulaşmamışsa, çevre atomlardaki yalnız çiftlerden birini bağ bölgesine taşıyarak çift veya üçlü bağ oluşturmak gerekebilir.

Örneğin OF2 için toplam 20 elektron vardır. Oksijen merkez alınır ve iki florla iki tek bağ çizilir; bu işlem 4 elektron kullanır. Her florun oktetini tamamlamak için üçer yalnız çift, yani 12 elektron yerleştirilir. Geriye 4 elektron kalır ve bunlar merkez oksijen üzerine iki yalnız çift olarak konur. Böylece oksijen de florlar da çevrelerinde sekiz elektrona sahip olur ve yapı F-O-F biçiminde tamamlanır.

SiH4 için toplam 8 elektron vardır. Silisyum merkeze alınır ve dört hidrojenle dört tek bağ kurulur. Dört bağ toplam 8 elektron kullandığından geriye yalnız çift yerleştirmek için elektron kalmaz. Silisyum bağ elektronlarıyla sekiz elektrona ulaşır; hidrojenler ise tek bağlarıyla kendileri için uygun olan iki elektrona ulaşır.

Oktet kuralının Lewis yapısındaki kullanımı

Oktet kuralı, hidrojen dışındaki birçok atomun Lewis yapısında çevresinde sekiz değerlik elektronu bulunma eğilimini ifade eder. Bağdaki elektronlar ve yalnız elektron çiftleri birlikte sayılır. Bu nedenle bir atomun çevresindeki elektronları kontrol etmek, çizimin tamamlanıp tamamlanmadığını anlamanın temel yoludur. Örneğin tek bağ yapan bir klor atomunun üç yalnız çifti ve bağdan gelen iki elektronu vardır; toplam sekiz elektrona ulaşır.

Oktet sağlanamıyorsa önce toplam elektron sayısının doğru hesaplanıp hesaplanmadığı kontrol edilir. Elektron sayısı doğru olduğu hâlde merkez atom eksik kalıyorsa, çevre atomların yalnız çiftlerinden yararlanılarak çoklu bağ kurulabilir. NO+ örneğinde elektronlar tek bağlarla dağıtıldığında iki atom da oktete ulaşmaz; mevcut elektronlar yeni elektron eklenmeden bağ bölgesine kaydırılarak önce çift, ardından üçlü bağ oluşturulur.

Oktet kuralı her tür için mutlak bir kural değildir. Tek sayıda elektronu olan türler, elektron bakımından eksik kalan türler ve merkez atom çevresinde sekizden fazla elektron bulunan türler istisna oluşturabilir. Bu istisnaların ayrıntıları ayrı bir konuda ele alınır.

Basit molekül ve iyonlarda Lewis yapısının uygulanması

Yöntem farklı atom sayısına sahip basit molekül ve iyonlara aynı mantıkla uygulanır: toplam elektronlar hesaplanır, iskelet yapı kurulur, tek bağlar çizilir, yalnız çiftler dağıtılır ve oktetler kontrol edilir. Örneğin SiH4 yapısında merkez atom silisyumdur ve dört hidrojen ona tek bağlarla bağlanır. Toplam 8 değerlik elektronu dört bağ çifti olarak kullanılır; silisyum üzerinde ayrıca yalnız çift bulunmaz.

OF2 yapısında oksijen merkez atomdur. İki O-F tek bağı kurulduktan sonra florların yalnız çiftleri, kalan elektronlarla da oksijenin yalnız çiftleri yerleştirilir. Bu örnek, çevre atomların önce tamamlanmasının ardından kalan elektronların merkez atoma verilmesini gösterir.

İyonlarda yapı aynı basamaklarla çizilir, fakat elektron hesabında iyon yükü dikkate alınır. Negatif yüklü türlerde elektron eklenir, pozitif yüklü türlerde elektron çıkarılır ve tamamlanan yapı köşeli parantez içinde yüküyle gösterilir. NO+ için pozitif yük nedeniyle bir elektron eksiltilir; elektron dağılımı oktetleri sağlamak için çoklu bağ düzenine kadar yeniden düzenlenir.

Bir yapının farklı çizim seçeneklerinin ayrıntılı karşılaştırılmasında formal yük ve rezonans yapıları ayrıca incelenir. Moleküler orbital kuramı ise Lewis gösteriminin ötesinde bağların oluşumu ve bağ uzunlukları gibi konuları açıklamak için kullanılır.

Lewis yapısının açıklayabildiği ve açıklayamadığı bilgiler

Lewis yapısı, basit molekül ve çok atomlu iyonlarda hangi atomların birbirine bağlandığını, bağların tekli mi çoklu mu olduğunu ve yalnız elektron çiftlerinin hangi atomlarda bulunduğunu göstermede kullanışlıdır. Toplam değerlik elektronlarının korunup korunmadığı ve atomların oktete ulaşıp ulaşmadığı da bu çizimle kontrol edilebilir. Örneğin OF2 yapısında iki O-F bağının ve oksijen ile flor atomlarındaki yalnız çiftlerin düzeni doğrudan görülebilir.

Bununla birlikte Lewis yapısı bir elektron nokta modelidir; molekülün uzaydaki gerçek geometrisini tek başına vermez. Ayrıca bağların oluşumunu ve bağ uzunluklarını daha ileri düzeyde açıklamak için başka bağ kuramlarına ihtiyaç vardır. Birden fazla uygun elektron dağılımının karşılaştırılması da formal yük ve rezonans yapıları konusuna bırakılır. Bu nedenle Lewis yapısı, değerlik elektronlarının temel düzenini gösteren başlangıç modelidir; bütün moleküler özellikleri tek başına açıklamaz.