1. BÖLÜM 3
KOVELENT BA - 2
2.KISIM: VALENS BA VE MOLEKÜLER ORB TAL TEOR LER
3. 3 Valens Ba Teorisi (VBT)
3.4 Moleküler Orbital Teori(MOT)
3.4.1 Moleküler Orbitallerin simetrisi
3.5 ki Atomlu Moleküllerde Moleküler orbitaller
3.5.1 Homo nükleer moleküller
3.5.1.1 Moleküler orbitallerin enerji seviyeleri
3.5.1.2 Ba derecesi,
3.5.1.3 Moleküllerde ba uzunlu u, iyonla4ma enerjileri
3.5.1.4 Moleküler Orbital Enerji Düzeylerine Yak7ndan Bak74
3.5.1.5 V B ve MO teorilerinin Kar47la4t7r7lmas7
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 a4an
3.6.2.2 Oktedi tamamlamayan
3.7 Çoklu ba lar
3.7. 1- ;- < tan7m7
3.7.2- muz ba lar7
Kovelent ba -1 k sm nda Lewis’in oktet kural ve lewis yap s , rezonans hibit, VSEPR
yakla# m , molekül yap s tahmini ve hibritle#me, hibrit orbital türleri k saca
aç klanm #t . Bu bölümde kovalent ba 7n tam olarak anla# lmas n sa layan kuantum
mekani i incelenecektir.

2. 3.3.Valens Ba Teorisi (VBT)
VBT Lewis ve di erlerinin elektron ortakl na dayanan fikirlerinden do mu#tur. 1927
de Heitler ve London hidrojen molekülüne kuantum mekani ini uygulam #lar. Valens
ba yakla# m olarak bilinen bu yöntem daha sonra Pauling ve Slater taraf ndan #öyle
geli#tirilmi#tir: 3zole iki hidrojen atomunu =A ve =B dalga fonksiyonlar ile
tan mlam #. E er iki atom iyice izole edilmi#se, yani aralar nda etkile#im yoksa iki
atomlu sistemin dalga fonksiyonu:
= A(1) B(2) (3)
#eklinde yaz l r. Burada A ve B atomlar , 1 ve 2 de bu atomlardaki elektronlar gösterir.
E er (3) e#itli inin enerjisi çekirdekler aras uzakl n fonksiyonu olarak grafik edilirse
(a) e risi elde edilir. E rinin minimumu 90 pm’ ye ve 24 kJ/mol tekabül eder (Grafik
3.1).
Atomlar molekül olu#turmak üzere etkile#tiklerinde bireysel =A ve =B fonksiyonlar n n
de i#ece ini biliyoruz. Fakat (3) e#itli i ba#lang ç olarak ele al n p geli#tirilebilir.
Heitler ve London (3) e#itli inde A daki elektronun B'ye, B deki elektronun da A ya
geçebilece ini teklif etmi#tir. Bu durumda:
= = =A(1) =B(2) + =A(2) =B(1) (4)
(4) e#itli inin e risi (b), enerjisi 303 kJ/mol, mesafe de çok az de i#mi#tir. Ba
enerjisindeki bu art # yer de i4im ene7jisi olarak tan7mlan7r
Daha ileri bir iyile#tirme yap labilir. E er moleküldeki elektronlardan biri ötekine kar#
perdeleme etkisi yapt dü#ünülürse, Z* < Z olacakt r. Bu etki dikkate al nd nda (c)
e risi elde edilir.
Son olarak molekülsel dalga fonksiyonunda #öyle bir düzeltme yapabiliriz (4) no’lu
e#itlikte elektronlar n yer de i#tirebilece ini dü#ünmü#tük. E er bu de i#im tam
düzenli de il de düzensiz #ekilde oluyorsa, yani iki elektron k sa bir süre için bir
atomda bulunuyorsa bu atom (-) , di eri (+) olacakt r, ya da tersi. Bu durumda
molekülde k smen de olsa bir iyonik karakter söz konusudur:
H-H H+H- H-H+
Kovalent 3yonik
Bu durumda dalga fonksiyonu #öyle olacakt r:
= = =A(1) =B(2) + =A(2) =B(1) + @ =A(1) =A(2) + @ =B(1) =B(2) (5)
------------------------------------- -------------------------------------
Kovalent iyonik
E#itlikteki ilk iki terim kovalent yap y , son iki terimde iyonik yap y gösterir.
Elektronlar n bir birlerini itmesinden dolay iki elektronun ayn atomda bulunma olas
1 , ayr atomlar da bulunmas ndan daha zor olacakt r. Dolay s ile e#itlik (5) teki son iki
terim daha az a rl kl olacakt r. Yani F < 1 olmal d r. Bu e#itlik daha uygun olarak #öyle
ifade edilebilir;
= ' = = kov + @ H+H- + @H-H+ (6)
Bu e#itlikle enerji ve mesafede daha ileri geli#me elde edilir (d e risi) . Çizelge 3.4’de

3. de i#ik yakla# mlar sonucu elde edilen enerji ve ba uzunluklar ile deneysel sonuç
verilmi#tir.
Çizelge 3.4. VBT yakla# m n n enerji ve denge uzunluklar
Grafik 3.1. H2 molekülünün teorik enerji e rileri
Bu irdeleme rezonans olay n n bir örne idir. Rezonans, daha önceki konuda
incelenmi#ti. Junu belirtmede yarar var; hidrojen molekülünün K ile tan mlanan tek bir
dalga fonksiyonu var. Ancak bizim yakla# m m zdan dolay K ' iki veya daha fazla
dalga fonksiyonlar n kombinasyonlar olarak yaz lmak zorunda kal nm #t r.
Buraya kadar anlat lanlardan ba lanmaya üç olay n katk da bulundu u anla# l r;
Elektronlar n delokalize olmas ( elektronlar n da lmas ), k smi perdeleme ve k smi
iyonik karakter.
Yukar daki aç klamalarda ba elektronlar n z t spinli oldu u kesin olarak kabul edilir.
E er iki elektron paralel spinli ise ba lanma olmaz, itme meydana gelir ( f e risi). Bu
Pauli prensibinin bir sonucudur. Olu#an her bir ba da e#le#menin gereklili inden
dolay , valens ba teori ço u zaman elektron esle#me (birle#me) teorisi olarak
tan mlan r.
3.4.Moleküler Orbital Teori (MOT)
Moleküllerdeki ba lanmay aç klamak için ikinci bir yakla# m, Moleküler Orbital
Teorisi olarak bilinir. Bu yakla# ma göre iki çekirdek ba olu#turmak üzere belirli bir
denge uzakl na geldiklerinde, elektronlar moleküler orbitallere yerle#irler. N, O, F gibi
sembollerle gösterilen moleküler orbitallere elektronlar n doldurulmas nda, atomik
orbitallerde oldu u gibi Pauli ve Hund kurallar geçerlidir.
Dalga fonksiyonu türü Ba enerjikli i J/mol ro (pm )
K = KA(1) KB(2) 24 90
Heitler – London 303 86,9
Perdeleme etkisinin ilavesi 363 74,3
iyonik karekterin ilavesi 388 74,9
Gözlenen de er 4S8 74.1

4. Çe#itli moleküler orbitallerl elde etmek için Schrodiger e#itli inin çözümünde, atomik
örbitallerde ( hidrojenden daha a r) kar# la# lan güçlükler burada da kars m za ç kar.
Yani tam çözüm yap lamaz. Bu nedenle moleküler orbitaller için dalga fonksiyonu
olu#turmak üzere baz yakla# mlar yap lmal d r.
Burada çe#itli yakla# mlar aras ndan sadece biri, atomik orbitalerin lineer
kombinasyonu ( LCA O) aç klanacakt r. Atomlar n atomik orbitalleri birle#erek do ru
moleküler orbitalleri olu#turdu unu dü#ünebiliriz. Elektronlar zamanlar n n ço unu iki
çekirdekten birine veya di erine daha yak n geçirecek ve bu çekirdekler taraf ndan
kontrol edilecektir. E er böyle ise moleküler orbitaller atomik orbitallere çok benzer
olmal d r. Bu nedenle moleküler orbitalleri elde etmek için =A ve =B atomik
orbitallerini birle#tiririz
=b = =A + =B (7)
=a = =A - =B (8)
Böylece ba yapan moleküler orbital (=b) ve antiba yapan moleküler orbital (=a)
meydana gelir. Örne in, H2+ deki tek elektron ba moleküler orbitaline (=b) girerse
molekülün yakla# k dalga fonksiyonu #öyle olur.
=b = =A(1) + =B(1) (9)
H2 gibi iki elektronlu molekül için toplam dalga fonksiyonu, her iki elektronun dalga
fonksiyonun ürünüdür:
= = [=A(1) =B(1) ] [ =A(2) =B(2) ] (10)
= = =A(1) =A(2) + =B(1) =B(2) + =A(1) =B(2) +=A(2) =B(1) (11)
MOT ile elde edilen bu e#itlik VBT ile elde edilen (7) nolu e#itli e benzer. Fark iyonik
karekterle (=A(1) =A(2) + =B(1) =B(2) ) kovelent karakterlerin ( =A(1) =B(2) +=A(2) =B(1) )
a rl klar n n e#it olmas d r. Bu, #a# rt c de ildir. Çünkü e#itlik (10) elde ederken
elektronlar n itmelerini dikkate almad k. VBT de oldu u gibi, düzeltme terimleri ilave
edilerek dalga fonksiyonunu optimize etmek mümkündür. Hidrojen atomu için baz
sonuçlar Çizelge 3.5’ de verilmi#tir.
Çizelge 3.5. Moleküler Orbital dalga fonksiyonlan için denge uzakl klar ve enerjileri
Dalga fonksiyönün türü Enerji (kJ /mol) uzakl k (pm. )
Düzeltilmemi#, = = =A + =B 260 85
Perdeleme etkisinin ilavesi 337 73
Elektron-elektron itme ilavesi 397 71
Gözlenen de er 458.0 74,1
=b ve =a moleküler orbitallerinin birbirinden fark #öyledir: =b de birle#en atomlarn
dalga fonksiyonlan çekirdekler aras nda birbirlerini kuvvetlendirir ( Jekil 3.15. a, b).
=a tam tersine sönümlerler (Jekil 3.15.d). Ancak bizi hidrojen molekülünde
elektronlar n da l m n bulmak ilgilendirdi ine göre, dalga fonksiyonlar n n karesini
dü#ünece iz :

5. =b2 = =A2 + 2 =A =B + =B2 (12)
=a 2 = =A2 - 2 =A =B + =B2 (13)
Cekil 3.15. a) =A =B Hidrojen atomlar n n müstakil dalga fonksiyonlar .b) =b fonks,
c) =b2 olas l k fonks, d) =a fonks, e) =a
2 antibag olas l k fonksiyonlar
Bu iki olas l k fonksiyonunun fark , 2 =A =B teriminin i#aretidir. D=A =B, dt = S olup
overlap integrali olarak bilinir. Ba lanma teoreminde S çok önemlidir. Ba moleküler
orbitalinde overlap pozitifdir ve elektron yo unlu u çekirdekler aras nda artar.
Halbuki antiba moleküler orbitalinde overlap negatiftir ve elektron yo unlu u
çekirdekler aras nda azal r (Jekil 3.15.c,e) Birinci halde çekirdekler birbirine kar#
perdelenir ve çekirdeklerin elektronlar çekimi artar. Neticede molekülün enerjisi azal r.
Bu hal, ba lanma halidir. 3kinci durumda çekirdeklerin çekimi azal r. Bu hal de anti
ba lanma halidir.
Ju ana kadar moleküler orbitallerin normalizasyonundan bahsetmedik. Normalizasyon
bir elektronun uzayda bulunma olas l n n bir olmas d r. D=dt = 1 dir. Buna göre
e#itlik (14) #öyle yaz l r:
D Nb2=b2 = Nb2 [ D=A2dt + D =B2 dt + 2 D =A=B dt ] =1 (14)
Burada Nb: Normalizasyon katsay s d r. E er D =A=B dt = S overlap integral de erini
yerine korsak;
D Nb2=b2 = Nb2 [ D=A2dt + D =B2 dt + 2 S] =1 (15)
e#itli ini elde ederiz. Öte taraftan atomik dalga fonksiyonlan =A ve =B daha önceden
normalize olmu#tur. O halde D=A2dt ve D =B2dt nin her biri bire e#ittir. Bu nedenle
Nb2 =
S22
1
+
(16)

6. Nb =
S22
1
+
(17)
ve
Na =
S22
1
(18)
e#itlikleri elde edilir. Overlap integrali S ' in say sal de eri çok küçük oldu undan, basit
hesaplamalar için ihmal edilebilir. Bu durumda moleküler dalga fonksiyonlar #öyle
olur:
Kb =
2
1
( KA + KB ) (19)
Ka =
2
1
(KA - KB ) (20)
Moleküler orbitallerin ba l enerjileri ( overlap integrali ihmal edilerek) Jekil 3.16. de
gösterilmi#tir. Ba moleküler orbitalinin enerjisi, izole atomik orbitalinkinden EEc
kadar azalarak daha kararl olurken, antiba moleküler orbitalinin enerjisi ayn miktar
yükselerek daha karars z olmu#tur. EEc ‘ye de i4im enerjisi denir.
Jekil 3.16. H2 molekülünün moleküler orbital enerji düzeyleri
Simetri ve Overlap
D=A =B dt = S overlap (örtü#me) integrali, S nin say sal de eri çok önemlidir:
S > O ba lanma,
S < O anti baglanma ,
S = O ba lanmama meydana gelir.
Ba kuvvetinin atomik orbitallerin örtü#mesi ile orant l oldu unu söyleyebiliriz: Buna ,
"ba kuvvetinin overlap kriteri" denir ve ba lar, maksimum overlap halinde olu#ur.
s orbitalinde dalga fonksiyonunun i#areti her yerde ay ndir. Bu yüzden daima pozitif
overlap yapacaktir. p ve d orbitalleri için bir kaç muhtemel düzenleme vard r. Baz lar
pozitif overlap, baz lan negatif overlap yapar (Jekil 3.17). Bag1anma sadece pozitif
overlap halinde meydana gelebilir.

7. S > O S < O
Cekil 3.17. Atomik orbitallerin düzenlenmelerinden; pozitif ( a –f ), negatif (g -l ) ve s f r ( m - o
) overlap yapar.
Molekuler Orbitallerin Simetrisi
Atomik orbitallerin baz muhtemel kombinasyonlar Jekil 3.18’de gösterilmi#tir.
Çekirdekler aras eksen boyunca silindirik olarak simetrik olanlar sigma(;) orbitalleri
olarak bilinir. E er çekirdekler aras eksen moleküler orbitalin ortas ndan geçiyorsa pi
(<)ba meydana gelir. Delta (J) ba d atomik orbitalleri aras nda olu#ur. Anti ba
orbitallerinin hepsinde çekirdekler aras eksene dik ikinci bir eksen vard r. Fakat biz
molekülün merkezi etraf nda dönü#üm simetrisi ile ilgilenece iz. Bunlar ars nda ilginç
olan <p-p orbitaleri ungerada , <*p_p n n gerada olmas d r.

8. Jekil 3.18. Atomik orbitallerden olu#an moleküler orbitaller ve simetrileri
ki Atomlu Moleküllerde Moleküler orbitaller
Atomik orbitallerin enerjisinden daha dü#ük, yani kararl moleküler orbitallerin
olu#mas için iki kriter var:
1- Atomik orbitallerin overlap pozitif olmal .
2- 3ki atomun atomik orbitallerinin enerjisi yakla# k ayn olmal .
Bu k s mda ayn cins atomik orbitallerin kombinasyonlar ndan ( 1s + 1s, 2s + 2s, 2p+2p
vs. ) olu#an moleküler orbitalleri ve bunlar n enerjilerini inceleyece iz; Jekil 3.17’de iki
tane s orbitalinden olu#an moleküler orbitalleri (MO) ve bunlar n enerji düzeylerini,
Jekil 3.18’de ise p orbitallerinin olu#turdu u MO leri gördük. Olu#an bu moleküler
orbitallerin enerji düzeyleri de Jekil 3.19’da gösterilmi#tir. p atomik orbita1lerinden px
ler N ba n , py ve pz ler < ba n meydana getirir. PX ler daha iyi overlap
yapt klar ndan olu#turduklar N baglar < ba 1ar ndan daha kuvvetlidir. Bu nedenle
N2p orbitali <2p orbitalinden daha dü#ük enerjili, yani daha kararl d r.
Jekil 3.19 rehber olarak kullanarak çesitli iki atomlu (homo nükleer) molekülleri in#a
edebiliriz. Moleküler orbitallerin in#as nda da Pauli prensibi ve Hund kural geçerlidir.

9. Jekil 3.19. Basitle#tirilmi# moleküler orbital enerji düzeyleri (s ve p atomik orbitallerinin
kar # m dü#ünülmemi#tir)
1) 1-4 elektronlu moleküller. H2 molekülünü daha önce görmü#tük. 3ki elektron ;7s
orbitalinde bulunur. 3ki ba elektronu bir kimyasal ba yapar. Moleküler orbital teori
ba elektronlar n n say s ile kendini s n rlamaz. Bu yüzden ba derecesi verilir.
Ba derecesi =
2
1
(Nb-Na) (21)
Burada Nb = ba elektronlar say s , Na = anti ba elektronlar say s
He2 molekülü yoktur. Çünkü, Na = Nb, ve net ba derecesi s f rd r. E er Helyum
molekülü iyonla# rsa He2+ molekülsel iyonu olu#abilir. Böyle bir molekül üç elektrona
sahiptir, net ba derecesi 0,5 dir. Fakat böyle bir iyon çok yüksek enerjili durumlarda
gözlenir.
Hhe molekülü, He2+ iyonu ile izoelektroniktir. Net ba derecesi 0,5 olup bu molekülde
muhtemelen izole ko#ullarda mevcuttur. Aksi halde di er bir molekülle temas etti inde
bozunur :
HHe + HHe H2 + 2He
2) Li2 ve Be2 molekülleri: iki lityum atomunda alt elektron var. Dördü N1s ve N*1s ‘e
girerek ba olu#turmaz. Son iki elektron N2s orbitaline girer ve net bir ba verir.3ki
berilyumda sekiz elektron moleküler orbitallere söyle yerle#ir:
Be2 = N2
1s N*2
1s N2
2s N*2
2s
Ba derecesi (BD)=
2
1
(4-4)= 0, Be2 molekülü de He2 molekülü gibi mevcut
olmayacakt r.
3) B2 ve C2 molekülleri: Bu moleküller genelde gözlenmeyen kimyasal maddelerdir.
Bununla birlikte bunlar n özellikleri bizim enerji düzeyleri diyagram n n do rulu unu
tayin etmede önemlidir. Bunlar daha sonra tart # lacakt r.
4) N2 O2, F2 ve Ne2 molekülleri: Azot molekülü 14 elektron içerir. Bunlardan dördü N2
1s
N*2
1s de bulunur ve ba yapmaz. Sonraki dördü N2
2s N*2
2s orbitallerini i#gal eder ve net

10. ba lanmaya katk s bulunmaz. Geriye kalan alt elektron bir sigma ve iki pi ba
olu#turur. N2 molekülünün elektronik yap s #öyle yaz labilir
N2= KK N2
2s N*2
2s N2
2p O42p
Ba derecesi 3 olup ( bir sigma iki pi ba ) deneysel olarak gözlenen ba enerjisiyle ( 942
kJ/mol) uyumludur, O2 molekülünün elektronik yap s ;
O2= KK N2
2s N*2
2s N2
2p O4 2pO*22p
Jekil 2. 18 de enerji düzeyleri incelendi inde O*2py 2pO*2pz orbitallerinin dejenere
olduklar görülür. Hund kural gere ince iki elektron paralel spinli olarak bu iki ayr
orbitali i#gal eder. Bu yüzden elektronik yap daha ayr nt l olarak söyle yaz l r:
O2= KK N2
2s N*2
2s N2
2p O4 2pO*12py 2pO*12pz
Bu yaz l # biçimi ba derecesine etki etmez: BD = 1/2 ( 6 - 2) = 2. Sonuç Valens ba
teorisi ile uyumludur. Ancak moleküler orbital teori O2 molekülünün para manyetik
oldu unu da aç klar. Deneysel ölçümlerde bu teorinin do rulu unu onaylar.
F2 molekülünün toplam 18 elektronu var, bunlann da l m #öyledir:
F2= KK N2
2s N*2
2s N2
2p O4 2p O* 4 2p
BD = 1/2 ( 6-4) =1 olup vales ba gösterimine uyar. 3ki elektron daha ilave ederek Ne2
molekülü elde edilir. Bu iki elektron geride kalan N*2p orbitaline girer;
Ne2= KK N2
2s N*2
2s N2
2p O4 2p O* 4 2pN*2
2p
BD = l/2 ( 6 – 6 )=0 bulunur. Ne2 molekülü de He2 molekülü gibi mevcut olmayacakt r.
3ki atomlu moleküllerde moleküler orbital teorinin sonuçlar Çizelge 3.6’da
özetlenmi#tir. 3ç kabuk elektronlar ba lanmaya katk lar olmad klar için K,L,M vs. ile
gösterilir. n=1 (K), n=2(L), n=3 (M) vs. Bu yüzden Na= KKLN2
3s #eklinde gösterilir.
Çizelge 3.6 Baz iki atomlu moleküllerde MOT sonuçlar
MOT sonuçlar Deneysel sonuçlar
Molekül elektron net bag parelel spinli Ba enerjisi Diamanyetik (D
Elektron kJ/mol Paramanyetik (P)
H2 2 1N 0 432 D
He2 4 0 0 0 -
Li2 6 1 N 0 105 D
Be2 8 0 0 0 -
N2 14 1 N 2O 0 941,69 D
O2 16 1 N 1O 2 493,59 P
F2 18 1 N 0 155 D
Ne2 20 0 0 0 D

11. ki Atomlu Moleküllerin yonla4ma Enerjileri ve Ba Uzunluklar7
Baz iki atomlu molekül ve iyonlar da ba uzunluklar incelendi inde moleküler orbital
teorinin avantajlar daha iyi görülür. Örne in O2 molekülü, moleküler orbital elektronik
yap s ndan 1 N 1< olmak üzere iki ba oldu unu daha önce görmü#tük. Molekülün
ba uzunlu u 121 pm. dir. O2 molekülüne iki elektron ilavesi, çok iyi bilinen peroksit
oksijenini verir:
O2 + 2e O2 2-
Bu iki elektron O * orbitallerine girer ve ba derecesini bire dü#ürür. Atomlar n itme
kuvvetleri ayn kal rken, s k #ma kuvvetleri azal r. Bu yüzden ba uzunlu u 149 pm. ye
yükselir.
E er O2 molekülüne tek elektron ilave edilirse süper oksit, O2- iyonu olu#ur. Ba
derecesinin 1,5 olmas na neden olur ve ba uzunlu u da 126 pm. ye dü#er.
O2 molekülünün iyonla#mas ile, O2 + katyonu olu#ur.
O2 O2+ + 1e
Ba uzunlu u 112 pm. ye dü#erken ba derecesi 2,5’ a ç kar.
Azot oksit, NO molekülü,115 pm. ba uzunlu una ve 2,5 ba derecesine sahiptir.
Nitrosil iyonu, NO+, O* antiba elektronunun uzakla#mas ile olu#ur. Böylece ba
derecesinin 3 e yükselmesine ve ba uzunlu unun 106 pm. 'ye dü#mesine neden olur.
Tersine elektron ilavesi (O* orbitaline) ba derecesinde azalmaya ve ba uzunlu unda
artmaya neden olur.
Azot oksidin iyonla#mas , O* orbitalinden bir elektronun uzakla#mas ile olur.
NO NO+ + e 3E = 894 kJ/mol
Hâlbuki atomal haldeki N ve O nin iyonla#mas , atomik orbitallerinden birer
elektronun ayr lmas ile meydana gelir'
N N+ + e- 3E = 1402 kJ/ mol
O O+ + e- 3E = 1314 kj/ mol
Atomik orbitallerin ( p orbitali ) enerji düzeyi, O* moleküler orbitalin enerji düzeyinden
daha dü#ük oldu u için NO nün iyonla#ma enerjisi, atomlar n nkinden daha dü#üktür
(Jekil 3.19) . Bu nedenle NO+ iyonu kararl olup, NOSO4ve NOBF4 gibi çe#itli bile#ikler
mevcuttur.
3yonla#ma enerjilerinin mukayesesi, O2 ve N2 molekülleri ve bunlar n atomlar aras nda
da yap labilir
N2 N2 + + e- 3E = 1503 kJ / mol
O2 O2 + + e- 3E = 1164 kj /mol
N2 molekülünün iyonla#ma enerjisi, N atomununkinden daha büyüktür. Çünkü
molekülde elektron, ba orbitalinden (daha kararl ) uzakla# r, Aksine O2 nün iyonla#ma
enerjisi, atomunkinden daha dü#üktür. Burada elektron O* orbitalinden uzakla# r.

12. ki Atomlu Moleküler Orbital Enerji Düzeylerine Yak7ndan Bak74
Ju ana kadar basit enerji düzey dia ram n (Jekil 3.19) kulland k. Bu model çe#itli iki
atomlu moleküllerin magnetik özelliklerini, ba uzunluklar n ve iyonla#ma enerjilerini
ba#ar ile aç klam #t r. Bununla beraber bu model baz moleküller için do ru netice
vermez.
B2 ve C2 moleküllerinin bu modele göre elektronik yap lar :
B 2 = KK N2
2s N*2
2s N2
2p
C2 = KK N2
2s N*2
2s N2
2p <12p <12p
#eklinde yaz l r. Buna göre B molekülünün diamanyetik ve bir N ba na, C2
molekülünün Paramanyetik ve bir N, bir < ba na sahip olduklar tahmin edilir.
Halbuki deneysel sonuçlar B2 molekülünün paramanyetik, C2 molekülünün
diamanyetik oldu unu gösterir.
Basit model sadece A ve B atomunun e# enerjili orbitalleri aras ndaki kar # m dikkate
al r. Gerçekte kar # m uygun simetrili tüm orbitaller aras nda meydana gelir. 2s ve 2p
orbitalleri aras ndaki enerji fark azd r ve atomun etkin atom numaras ile de i#ir. Flor
‘daki gibi etkin atom numaras n n artmas ile 2s ve 2p orbitalleri aras ndaki fark daha
büyür ve kar # m ihmal edilecek kadar küçük olabilir. Gerçekten 2s ve 2p orbitalleri
aras ndaki enerji fark Lityumda 200 kJ/mol, Flor da 2500 kJ/mol gibi dramatik bir
yükselme gösterir.
Serinin solundaki elementlerde daha dü#ük etkin çekirdek yükleri 2s ve 2p
orbitallerinin iyice yakla#arak kar #mas na izin verir. Bu fenomen Valens ba
teorisindeki hibritle#meye e#de erdir.
Biz burada s-p orbitallerinin kar # m n n ayr nt s n incelemeyece iz. Sadece deneysel
sonuçlar görece iz. E er Florda ki gibi s ve p orbitalleri aras ndaki enerji fark çok
büyükse basit modelimiz yakla# k do rudur. 2s ve 2p orbitalleri aras ndaki azalan
enerji fark n dü#ünelim: Fark azald kça s ve p ‘nin kar # m enerjik olarak uygun olur.
Bununla birlikte nihai enerji - düzey diyagram bak m ndan daha önemlisi, ayn
simetrili moleküler orbitaller bir biriyle etkile#erek daha dü#ük enerjili ve daha kararl
orbitaller ile daha yüksek enerjili ve daha karars z orbltalleri vermesidir.
Bu durumda, Ng(2s) ve Ng(2p) orbitalleri birbirine yakla#arak etkile#ir. s ve p
orbitallerinin kar # m ndan dolay art k 2s ve 2p sembollerini kullanmak uygun olmaz.
Sadece simetrilerini kullan r z. iki Ng orbitali dü#ük ene jili 2Ng ve yüksek enerjili 3Ng
orbitallerini verir. N*u(2s) N*u(2p) orbitalleri aras ndaki etkile#imden de 2N*u ve 3N*u
orbitalleri olu#ur. s - p kar # m n da içeren do ru ene ji düzey diagram Jekil 3.20’ da
gösterilmi#tir. Bu #ekil biraz daha kar # k olup bundan ba derecesini tayin etmek
zordur. 2Ng ve 1<u(2p) ba orbitalleridir. Maksimum ba derecesi bir 1Ng ve 2<
ba d r.
Li2, N2, O2 ve F2 gibi daha önce tart # lan ço u moleküller için Jekil 3.18 ve 3.19 dayal
elektron yap lar aras ndaki farklar sadece kalitatif olup deneysel gözlemlere duyarl
de ildir. Jekil 3.20 modeli kullan ld nda B2 molekülünün elektronik yap s n n
deneysel gözleme uydu u görülür

13. http://concise.britannica.com/ebc/art-951/The-molecular-orbital-energy-level-diagram-for-
diatomic-molecules-of
Jekil 3.20. Do ru moleküler orbital enerji düzey diyagram 2s ve 2p orbitalleri aras nda kar # m
(hibritlesme) olmu#tur.
VB ve MO teorilerinin Kar47la4t7r7lmas7
Bir teori, deneysel olarak gözlenen özellikleri aç klad ölçüde do rudur. Bu nedenle
#u teori do rudur diye bir seçim yap lmamal d r. Fakat ba#ar l ve ba#ar s z taraflar
tart # labilir. Bu düzeyde uygulanan moleküllerde iki teori de moleküler özellikleri
aç klamada hemen hemen ayn sonuçlar vermi# ve ba#ar s n ispat etmi#tir.
Bununla birlikte kalitatif farklar mevcuttur. Örne in VB kavram nda çok atomlu
molekülleri göstermek biraz daha kolayd r. Çünkü ba , çekirdekler aras nda lokalize
olmu#tur. Halbuki Moleküler orbitaller delokalizedir ve göstermek zordur. Fakat bu
özellik sistemleri aç klamada daha gereklidir. Bu yüzden MO yakla# m daha do ru
gözükür.
Basit iki atomlu molekülleri tart # rken MO yakla# m n n VB dan daha iyi kalitatif
cevaplar verdi ini görece iz. Fakat VB teorinin daha geli#tirilmi#i basit MO teoriye
benzer kalitatif sonuçlar verir.
Polar moleküllerde moleküler orbitaller
Farkl iki atomun ( hetero nükleer ) olu#turdu u moleküler orbitaller ayn iki atomun
(homo nükleer) olu#turdu u moleküler orbitallerden farkl d r. Çünkü her bir atomik
orbitalin katk lar ayn de ildir. Ayn iki atomun olu#turdu u moleküler orbitalleri
#öyle göstermi#tik:
=b = =A + =B (22)

14. =a = =A - =B (23)
3ki atomik orbitalde e#it katk da bulunur. E er atomik orbitallerden biri di erinden
daha dü#ük enerjili ise, ba orbitaline daha fazla, antiba orbitaline daha az katk da
bulunacakt r:
=b = a=A +b=B (24)
=a = a=A - b=B (25)
Burada B atomu, A atomundan daha elektronegatif ise, b > a olur. B atomu daha dü#ük
enerjili ( daha elektronegatif) oldu undan elektron bulutu bu çekirde e do ru kayar ve
ba MO bu atomun atomik orbitaline daha çok benzer. Örne in CO molekülünde ba
moleküler orbitali oksijenin atomik orbitaline daha çok benzeyecektir. Antiba MO "leri
daha az elektronegatif olan karbona benzer
Olu an moleküler orbital say s , birle en atomik orbitallerin toplam say s na e ittir.
Her orbital ayn derecede kullan lmal d r. Bu nedenle, e er karbonun atomik orbitalleri
ba moleküler orbitaline daha az katk da bulunuyorsa, anti ba moleküler orbitaline
daha fazla katk da bulunmal d r. CO molekülünün enerji düzey diyagram Jekil
3.21.’de verilmi#tir.
Hetero nükler moleküler orbitaller de gözlenen ikinci bir özellik, farkl enerjili atomik
orbitallerden olu#an ba lar n kovelent ba enerjisinin azalmas d r. E er atomik
orbitallerin enerjileri e#it de ilse, özellikle de i4im enerjisi azal r. Bu hal Jekil 3.22.a,
b’de kalitatif olarak görülebilir. Özellikle son #ekilde A ve B atomlar n n
elektronegatiflikleri o kadar büyüktür ki kovelent ba olu#umu engellenmi#tir. A 'n n
elektronlar tamamen B’e ye transfer olarak basit iyonik ba olu#ur. Bu durumda
de i#im enerjisi ihmal edilebilir büyüklü e dü#er.
Jekil 3.21. CO molekülünün enerji düzey diyagram
De i#im enerjisinin azalmas ba n zay flamas na neden olaca dü#ünülebilir. Hâlbuki

15. de i#im enerjisin azalmas , ba da iyonik karekterin artmas na neden olur ve ba n daha
kuvvetli olmas n sa lar.
A A A A
E E B B
E] 0
( a ) (b)
Jekil 3.22. a) Hetero nükleer AB molekülü, a) A ve B nin elektronegatiflikleri biraz
farkl , b) Hetero nükleer A+B- molekülü, elektronegatiflikler çok farkl
Hetero nükleer iki atomlu moleküle ikinci bir örnek hidrojen klorür molekülü
verilebilir. Bu molekülde klor çekirde i daha elektronegatiftir. Bu nedenle klor atomu
üzerindeki 3s ve 3p orbitallerinin enerjisi, hidrojenin 1s orbitalinin enerjisinden daha
dü#üktür. HCl molekülünde moleküler orbitaller Jekil 3.23. de gösterilmi#tir, Atomlar
bir arada tutan bir s ma ba var, Klorun geriye kalan alt elektronu ba yapmayan
(non bonding) orbitallerini i#gal eder. Bu orbitaller gerçekte klorun de i#meden kalan
atomik orbitalleridir.
a*
H
1s Cl
O nb
3p
a nb
3s
a
Jekil 3.23. HCl molekülü için moleküler orbital enerji düzey diyagram
Çok atomlu Moleküller
3ki atomlu moleküllerde olu#an moleküler orbital say s , birle#en atomik orbitallerin
toplam say s na e#it olmas gerekti ini söylemi#tik. Çok atomlu moleküllerde de ayn
kural geçerli olmal d r. O halde N tane atomik orbitalden (AO) , N tane moleküler

16. orbital (MO) meydana gelir.
Üç atomlu çok basit do rusal 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 olu#ur. Be atomunun öteki iki 2p orbitali
ba lanmaya kat lmaz. Çünkü bunlar H ‘nin AO leri ile s f r örtü#me yapar. . H ‘nin Be
‘dan daha elektrone atif oldu u dikkate al nd nda olu#an MO’lerin enerjileri Jekil
3.24de verilmi#tir.
g = a 2s +b( H + H
,
) = g
u = c 2p +d( H + H
,
) = u
*
g = b 2s –a( H + H
,
) = g
*
*
u = d 2p - c( H - H
,
) = u
*
MO ‘lerin olu#mas nda AO ‘lerin önceden birle#mesi(kombine olmas ) do al olarak
meydana gelir. Ayr ca hibritle#me gerekli de ildir. Fakat hibritle#me uygun olabilir.
a*u
a*g
Be
2p
O nb
2s H ve H ’
au
ag
Jekil 3.24 BeH2 molekülünde MO ‘nin enerji düzeyleri (g=gereda ,u= angereda , nb =
non bonding)
3kinci bir örnek NH3 molekülünü dikkate alal m. 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
olu#ur. Bu MO ‘lerin #ekli daha karma# k olup grup teorisi ile elde edilir. Jekil 3.23’ de
MO’lerin enerji düzeyleri gösterilmi#tir. AO lerin önceden kar #mas nedeniyle MO ler
hangi atomik orbitalden olu#tu u bilinemez Bu nedenle MO’ler a, e, t harfleriyle
gösterilir.
NH3 molekülünde 1a, 2a ve 3a ile gösterilen 3 MO var. Bunlardan 1a kuvvetli
ba lay c , 2a ba yapmayan (non bonding) , 3a ise anti bag. Geriye kalan 1e ve 2e
iki#erli dejenere MO’ lerinden 1e ba MO lerini, 2e antiba MO leri olu#turur.

17. 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
Jekil 3.25. NH3 molekülünde MO lerin enerji düzeyleri
NH3 molekülünde toplam 8 elektron bu MO lere en dü#ük enerjiliden ba#lanarak
doldurulur. NH3 molekülünün temel hal elektronik yap s #u #ekilde yaz l r: 1a2 1e4 2a2
Molekül antiba MO lerinde elektron içermedi inden, atomlar ndan daha kararl
( dü#ük enerjili) bir bile#iktir. 2a MO indeki 2 elektron N atomuna ait olup ba lanmaya
kat lmam #t r. Bu sonuç ba yapmam # elektron çifti içeren geleneksel yap ya da
uyumludur.
Oktedi A4an Moleküllerde MO Teori
Oktahedral SF6 molekülünde MO ler, S atomunun 3s ve 3p de erlik orbitalleri (
toplam dört tane ) ile her bir F atomunun bir p orbitallerinden ( toplam 6 tane) olu#ur.
Böylece toplam 10 AO den 10 MO elde edilir. Hesaplamalar bu orbitallerin dördünün
ba , dördünün antiba ve geriye kalan ikisinin de non bonding orbitaller oldu unu
gösterir (Jekil 3.26).
SF6 molekülündeki toplam 12 elektron ( alt S atomundan, alt da F atomlar ndan ) MO
‘lere dü#ük enerjiliden ba#lanarak yerle#tirilir. Sonuçta 1a2 1t6 e 4 elektronik yap elde
edilir. Görüldü ü gibi antiba orbitalleri kullan lmam #t r. Bu nedenle MOT, SF6
molekülünün olu#umunu dört ba orbitalinin ve iki non bonding orbitalinin dolulu u
ile aç klar. Ortalama ba derecesi (S –F) : 2/3 tür ( olu#an dört ba / olmas gereken alt
ba : 4/6 = 2/3) .
Burada önemli nokta, oktetin a47lmas7 (hipervalens) olay n n, S atomunun d
orbitallerini kullanmadan aç klanabilmesidir. Bu durum ba lanmaya d orbitallerinin
kat lmad anlam na gelmez. Fakat MOT de S atomuna alt F atomunun ba lanmas
için buna gerek kalmam #t r. O halde birinci bölümde ifade edildi i gibi oktetin
a# lmas sadece d orbitallerinin varl ile aç klanamaz. Ba#ka faktörlere de ba l oldu u
aç kt r.

18. S SF6 6F
2a
2t
3p 1a, 1t: Ba
t e: Nonbonding
e e 2a, 2t: Antiba
3s a
1t
1a
Jekil 3.26. SF6 molekülünde MO lerin enerji düzeyleri
Elektron Eksik Moleküllerde MO Teori
Bu moleküllerde Lewis yap s için yeterince elektron yoktur. Bunu Diboran(B2H6) da
kolayca görebiliriz. Moleküldeki sekiz atom en az yedi ba ile ba lanabilir. Yedi ba
için en az 14 elektron gerekir. Fakat molekülde toplam 12 elektron var ( B atomlar ndan
alt . 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 yakla# k yedisi ba ve non bonding olacakt r.
Moleküldeki 12 elektron için bu yedi MO fazla gelir. Bu nedenle böyle bir molekülün
var olmas nda esrarengiz hiçbir #ey yoktur.
Bununla birlikte biraz farkl bir yakla# m, molekülün BHB parças üzerinde durularak
gerçekle#tirilir. Üç atomun AO’ lerin kombinasyonu ile üç MO olu#turulabilir (Jekil
3.25) Bu üç atomu ba layan MO deki iki elektron köprü ba 7 olu#turur. Bu ba lara 3
merkezli 2 elektronlu( 3m2e) ba lar denir. Bu yakla# mla Lewis gösterimi için önemli
bir zorluk a# lm # olur. Öteki iki çift atomu ( BH ve BH ) ba layan ba larda normal
olarak 2 #er elektron bulunur (Jekil 3.25).
Jekil 3.25. B2H6 molekülünde ba lanma 2e3m ba orbtali

19. Çoklu Ba lar
Çoklu ba lanmay iki #ekilde yorumlayabiliriz : N -< ve büküm ba lar #eklinde. N -<
tan m genellikle alken ve alkin’ lerdeki ba lar tart # rken kullan r z. Örne in
Etilendeki çift ba n bir N ve bir < ba ndan meydana geldi i dü#ünülür. N ba
karbon atomlar n n sp2 hibrit orbitallerinin ba# ba#a örtü#mesi ile , < ba ise karbon
atomundaki hibritle#meye kat lmam # p orbitallerinin yan yana örtü#mesi ile olu#tu u
dü#ünülür (Jekil 3.26). Bu orbitaller daha önce gördü ümüz MO lere benzer.
Jekil 3.26. C2 H4 molekülündeki N ve < ba lar n n gösterimi
Bu N ve < ba lar n n e#de er olmad yukar daki aç klamadan anla# labilir. Daha aç k
hale getirmek için ba enerjilerini kar# la#t ral m: Etan ’daki N ba ile etilendeki N
ba n n ayn kuvvette oldu unu farz edebiliriz( tam olmamakla birlikte iyi bir
benzetme) N ba enerjisi = 347 kJ/mol, Etilenin deneysel ayr #ma enerjisi (N ve <
ba lar n k rmak için) 598 kJ/mol dür. < ba n n enerjisi 598- 347 = 251 kJ/mol
bulunur. N ve < ba enerjileri aras ndaki 80 kJ/mol fark , < ba n n daha zay f
örtü#tü üne atfedilir.
Çoklu ba lar tan mlaman n alternatif bir yolu da Pauli taraf ndan önerilmi#tir. Bu
yakla# m, bütün bile#iklerde ( doymu#, doymam #) karbon atomunun tetrahedral olarak
( sp3 hibriti ) hibritle#ti i dü#ünülür. Bu orbitallerin örtü#mesinden de çoklu ba lar n
olu#tu u dü#ünülür (Jekil 3.27ve Jekil 3.28)
Jekil 3.27 Etilen molekülündeki büküm ba lar n n gösterimi
Jekil 3.28 Büküm ba lar n n basitle#tirilmi# gösterimi

20. Büküm ba lar na muz ba lar da denir Bunlar n e#it enerjili oldu u dü#ünülür. Örne in
Etilendeki iki ba n her birinin enerjisi 598/2 = 299 kJ/mol bulunur.
Moleküler Orbitaller ve Molekül Cekli
Molekül #ekilleri #imdiye kadar VSEPR yakla# m ile aç kland . Bu yakla# m tek faktör
üzerinde yo unla# r: Elektron çiftleri aras ndaki itmeler. Halbuki çok atomlu bir
molekülün #ekli, elektron – elektron itmeleri, elektron çekirdek etkile#imi ve elektronun
kinetik enerjisini içeren bir çok faktöre ba l d r. Toplam enerjiye farkl simetrili
orbitallerin farkl katk lar n de erlendirmenin zorlu u Walsh yakla# m ile oldukça
basitle#tirilmi#tir. Bu yakla# m MO teori ile molekül #ekli aras ndaki ili#kiyi gösteren en
basit analizdir. Walsh yakla# m VSEPR teorisine bir alternatif olup, molekül seklinin
MO lerin dolulu u ile ilgisini inceler.
Üç atomlu H2 X molekülünün (BeH2 ve H2O gibi) #eklinin Walsh yakla# m ile
tart # lmas Jekil 3.29’ da aç klanm #t r. Bu #ekle Walsh diagram denir, diagram orbital
enerjisinin molekül geometrisi ile de i#imini gösterir. Jekil 3. 30’ da orbitallerin #ekilleri
verilmi#tir.
Jekil 3.29’
Aç sal (90o) H 2X molekülünde en dü#ük enerjili orbital 1a 1 ile gösterilendir. Bu orbital
X 2pz orbitali ile H 1s orbitallerinin örtü#mesinden olu#ur. Ba aç s 180o ye de i#irken
iki H 1s orbitalleri daha az örtü#ür fakat X 2s orbitalinin katk s artar. Do rusal (180o
aç l ) molekülde X 2pz nin X 2s ile yer de i#tirmesi orbitalin enerjisini dü#ürür. 1b2 nin
enerjisi de dü#er, çünkü ters H – H örtü#mesi azal r ve H 1s orbitalleri X 2py orbitali ile
örtü#mek için daha iyi pozisyona girer. En büyük de i#me 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 ba aç s artarken büyük bir s çrama gösterir. 1b 1 orbitali
90o li molekülde molekül düzlemine dik nonbondig X 2p orbitalidir ve do rusal
molekülde de nonbonding olarak kal r. Bu yüzden onun enerjisi aç yla çok az de i#ir.
Jekil 3 .30. H~ molekülünde MO lerin bile#imi, 90° ve 180° aç l iki ekstrem halde
Molekülün aç sal olup olmad m tayin eden esas özellik 2a orbitalinin dolu olup
olmamas d r. Aç sal molekülde o, önemli oranda X 2s karakterindedir, fakat do rusal
molekülde de ildir. Bu yüzden e er bu orbital dolu ise dü#ük enerji gerçekle#ir ve
molekül aç sal olur. Onun için H 2X molekülünün #ekli, orbitalleri dolduran elektron
say s na ba l d r.
2. periyotta en basit H 2X molekülü gaz fazda geçici olarak olu#an BeHz molekülüdür.
( BeHz normalde polimerik kat olarak bulunur ). Bu molekülde dört de erlik elektronu
var. Bunlar en dü#ük enerjili iki MÖ tti doldurur. Walsn diagram ndan da görülece i
gibi sa taraftaki orbitallere yerle#tirildi inde en dü#ük toplam enerjiye ula# l r,

21. neticede molekülün do rusal oldu u bulunur. Buna göre BeH 2 molekülünün 1 cg2 1cu2
yap s na sahip oldu u tahmin edilir. iki fazla elektrona sahip sahip CHz molekülünde
üç orbital dolu olmak zorundad r. Bu durumda en dü#ük enerji, molekül e er aç salsa
sa lan r. CH 2 1a1 2 2a1 2 1b2 2 elektronik yap dad r. Genelde, 5-8 elektronlu her hangi
bir XH2 molekülünün aç sal olaca tahmin edilir. Gözlenen ba aç lan #öyledir:
BeH2 BH2 CH2 NH2 OH2
180o 131o 136o 103o 105o
Hem VSEPR teorisi hem de Walsh yakla# m bu sonuçlar kalitatif olarak hesaplayabilir.
Fakat kantitatif olarak güvenilir bir yöntem veremezler.
Walsh, bu yakla# m hidrojen bile#iklerinden ba#ka öteki moleküllere de uygulamaya
kalk #t . Fakat elde edilen diyagramlar son derece karma# k hal ald . Bununla birlikte bu
yakla# m, VSEPR teorisinin önemli bir tamamlay c s d r. çünkü Walsh yakla# m ,
molekül #ekli üzerine, tüm moleküle yay lan orbitallerin dolulu unun etkisini inceler,
elektron çiftleri aras ndaki lokal itmeler üzerinde daha az durur. Kompleks
moleküllerin #ekillerinin ça da# tart #malar nda Walsh diyagram na benzer
diyagramlarla s kça kars la# 1 r. Daha sonraki bölümlerde çok say da örnek görece iz.
Al74t7rmalar
3.1 - Moleküler orbital diyagram n kullanarak, BN ve NO- molekül ve iyonlar n n, ba
derecesini ve ba uzunluklar n tart # n. E#le#memi# elektron say lar n gösterin.
3.2- Moleküler orbital teoriye göre a#a da verilen tepkimelerin iyonla#ma enerjilerini
kar# la#t r n z:
O2 O2+ + e-
N2 N2 + + e-
NO NO+ + e-
3.3- Hipotetik dioksijenil süper oksit, O2+O2- molekülünü dü#ünün. E er bu molekül
varsa, iyonlar n n elektronik yap s ne olurdu? Ba derecelerini, ba uzunluklar n ve
e#le#memi# elektron say lar n tart # n.
3.4- NNO molekülü konu içinde tart # ld . Buna izomerik NON molekülünü dü#ünün.
Bu molekül, NNO molekülününe göre daha az veya daha çok mu kararl d r. Niçin?
CO2 molekülü COO dan ziyade OCO #eklinde düzenlenir, niçin?
3.5- Siyanat iyonu, OCN-, bir seri kararl tuz olu#turur. Fakat birçok fulminat, CNO
patlay c d r. Aç klay n.
3.6 a) NH3 molekülünde, moleküler orbitalleri (MO) ve enerji düzeylerini çizerek
gösterin. Bag MO leri bulun ve N-H bag say s na bölerek ortalama N- H ba derecesini
hesaplay n b) Ayn i#lemi SF6 molekülü içinde yap n ve ortalama S-F ba derecesini
hesaplay n
3.7 Asetilen, C2 H2, molekülünde C atomlar n n yapt hibrit türünü ve ba lanmay N -
O gösterimi ile gösterin