Chemia/Kształty przestrzenne cząsteczek wieloatomowych

Metoda VSEPR

• Metoda VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) polega na ocenie wzajemnego oddziaływania par elektronowych tworzących wiązanie pomiędzy atomem centralnym A a ligandami L oraz wolnych par elektronowych E rozmieszczonych wokół atomu centralnego.
• Dla cząsteczki o wzorze ogólnym [math]\mathrm A\mathrm L_n\mathrm E_m[/math] należy określić ilość par elektronowych tworzących wiązania (n) oraz ilość wolnych par elektronowych atomu centralnego (m).
• O geometrii cząsteczki decyduje konieczność zapewnienia możliwie największej odległości pomiędzy sąsiadującymi parami elektronowymi. Wiedząc, ile grup (atomów i wolnych par elektronowych) musi zajmować przestrzeń wokół atomu centralnego, można określić przestrzenne rozmieszczenie tych grup.

Reguły określania struktury cząsteczek

• Pary elektronów tworzące wiązania [math](\sigma,\ \pi)[/math] oddziałują z wolnymi parami elektronów zajmując położenia jak najbardziej oddalone od siebie.
• Najsilniej odpychają się dwie wolne pary elektronowe, słabiej wolna para elektronowa i para tworząca wiązanie, najsłabiej pary elektronowe tworzące wiązania.
• Siły odpychania par elektronowych wiązań zmniejszają się w miarę wzrostu elektroujemności ligandów.
• Siły odpychania wolnych par elektronowych zmniejszają się w miarę wzrostu promienia atomu centralnego.

Ustalanie struktury przestrzennej

Określenie atomu centralnego i ligandów (wzór cząsteczki) Określenie liczby elektronów walencyjnych atomu centralnego Określenie liczby elektronów wykorzystywanych do utworzenia wiązań σ Określenie liczby wolnych par elektronowych Określenie liczby elektronów wykorzystywanych do utworzenia wiązań typu π Określenie łącznej liczby par elektronowych Określenie typu struktury Określenie geometrii cząsteczki

Typy geometrii cząsteczek — przykłady

Ilość par elektronowych [math](n + m)[/math]	Geometria
2	liniowa
3	płaska trygonalna
4	tetraedryczna
5	piramida trygonalna podwójna
6	oktaedryczna

Przykład 1 — określanie struktury BCl₃

• Atom centralny — bor [math](2s^22p^1)[/math].
• Liczba elektronów walencyjnych boru — 3.
• Liczba elektronów boru wykorzystanych do utworzenia wiązań — 3.
• Liczba elektronów ligandów wykorzystanych do utworzenia wiązań — 3 .
• Liczba wolnych par elektronowych boru, 0
• [math]n = 3,\ m = 0[/math]
• Liczba par elektronowych, [math]n + m = 3[/math].
• Typ struktury (AL₃).
• Geometria cząsteczki trygonalna (trójkąt równoboczny, kąty między wiązaniami B-Cl, 120°).

Przykład 2 — określanie struktury PCl₃

• Atom centralny — fosfor [math](3n^23p^3)[/math].
• Liczba elektronów walencyjnych fosforu — 5.
• Liczba elektronów atomu centralnego wykorzystanych do utworzenia wiązań — 3.
• Liczba elektronów ligandów wykorzystanych do utworzenia wiązań — 3.
• Liczba elektronów wolnych par elektronowych — 2.
• [math]n = 3,\ m = 1[/math].
• Liczba par elektronowych [math](n + m)[/math] — 4.
• Typ struktury AL₃E.
• Geometria piramidy trygonalnej, ze względu na obecność wolnej pary elektronowej (kąty między wiązaniami P-Cl < 109°28’).

Przykład 3 — określanie struktury SF

• Atom centralny — siarka [math](3n^23p^4)[/math].
• Liczba elektronów walencyjnych siarki — 6.
• Liczba elektronów siarki tworzących wiązanie — 4.
• Liczba elektronów ligandów tworzących wiązanie — 4.
• Liczba elektronów par elektronowych siarki — 2.
• [math]n = 4,\ m = 1[/math].
• Liczba par elektronowych, [math]n + m = 5[/math].
• Typ struktury AL₄E.
• Geometria piramidy trygonalnej podwójnej .

Przykład 4 — określanie struktury PF₆‾

• Atom centralny — fosfor [math](3n^23p^3)[/math].
• Liczba elektronów walencyjnych fosforu, 5.
• Liczba elektronów fosforu tworzących wiązanie, 5.
• Liczba elektronów ligandów tworzących wiązanie, 6.
• Liczba wolnych par elektronowych fosforu — 0.
• Liczba elektronów ładunku anionu — 1.
• [math]n = 6,\ m = 0[/math].
• Liczba par elektronowych, [math](n + m) = 6[/math].
• Typ struktury AL₆
• Geometria oktaedryczna (kąty między wiązaniami P-F, 90°).

Hybrydyzacja

• Hybrydyzacja polega na tworzeniu superpozycji (dodawania lub odejmowania) orbitali należących do tej samej powłoki energetycznej. *Hybrydyzacja tłumaczy powstawanie równocennych energetycznie wiązań kowalencyjnych, umożliwia również przewidywanie przestrzennej struktury cząsteczek.

Hybrydyzacja orbitali s i p

• Atom zawierający tylko orbitale s i p w swojej powłoce walencyjnej może utworzyć 3 typy orbitali zhybrydyzowanych: [math]sp,\ sp^2,\ sp^3[/math].
  • Hybrydyzacji [math]sp[/math] odpowiada cząsteczka liniowa.
  • Hybrydyzacji [math]sp^2[/math] odpowiada cząsteczka trójkątna płaska.
  • Hybrydyzacji [math]sp^3[/math] odpowiada cząsteczka tetraedryczna .

Hybrydyzacja z udziałem orbitali d

• Z udziałem orbitali d mogą powstać następujące typy orbitali zhybrydyzowanych: [math]sp^3d^2,\ sp^2d,\ sd^3,\ sp^3d[/math].
• Hybrydyzacja oktaedryczna [math]sp^3d^2[/math], gdzie powstaje 6 równoważnych orbitali skierowanych ku narożom ośmiościanu.
• Hybrydyzacja kwadratowa [math]sp^2d[/math], gdzie powstają 4 równoważne orbitale skierowane ku wierzchołkom kwadratu w płaszczyźnie xy.
• Hybrydyzacja tetraedryczna [math]sd^3[/math], gdzie powstają 4 równoważne orbitale skierowane ku narożom czworościanu.
• Hybrydyzacja bipiramidalna [math]sp^3d[/math], gdzie powstaje 5 orbitali skierowanych ku narożom piramidy trygonalnej podwójnej.
• Hybrydyzacja piramidalna [math]sp^3d[/math], gdzie powstaje 5 orbitali skierowanych ku narożom piramidy tetragonalnej.

• 

  Hybryda sp przyjęta np: dla obu atomów węgla w etynie

• 

  Hybryda sp² przyjęta dla np: na obu atomów węgla w etenie

• 

  Hybryda sp³ — przyjęta dla np: atomu węgla w metanie.

Przykład 1 —orbitale hybrydyzowane BCl₃

• Konfiguracja elektronowa boru w stanie podstawowym

B [math]1s^22s^22p^1[/math].

• Z orbitali atomowych 2s i 2p powstają 3 orbitale zhybrydyzowane [math]sp^2[/math], które są obsadzone 3 elektronami.
• W wyniku nakładania się 3 orbitali zhybrydyzowanych [math]sp^2[/math] atomu boru z orbitalami [math]3p[/math] trzech atomów chloru powstają 3 wiązania [math]\sigma[/math] (struktura cząsteczki trygonalna).

Przykład 2 — orbitale hybrydyzowane NH₃

• Konfiguracja elektronowa azotu w stanie podstawowym

N [math]1s^22s^22p^3[/math].

• Z orbitali atomowych 2s i 2p powstają 4 orbitale zhybrydyzowane [math]sp^3[/math], które są obsadzone 5 elektronami
• Dwa elektrony zajmują orbital niewiążący (jest to para elektronowa nie biorąca udziału w wiązaniu).
• Pozostałe 3 elektrony zajmujące orbitale zhybrydyzowane uczestniczą w tworzeniu wiązań [math]\sigma[/math], w wyniku nakładania się zhybrydyzowanych orbitali [math]sp^3[/math] atomu azotu z orbitalami 1s trzech atomów wodoru (struktura cząsteczki tetraedryczna).

Przykład 3 — hybrydyzacja [math]dsp^3[/math] w cząsteczce PCl₅

• Konfiguracja elektronowa fosforu w stanie podstawowym

P [math]1s^22s^22p^63s^23p^3[/math].

• Z orbitali atomowych 3s, 3p, 3d powstaje 5 orbitali zhybrydyzowanych, które są obsadzone 5 elektronami.
• W wyniku nakładania się 5 orbitali zhybrydyzowanych [math]sp^3d[/math] atomu fosforu z orbitalami 3p pięciu atomów chloru, powstaje 5 wiązań σ skierowanych ku narożom podwójnej piramidy trygonalnej.