Tekst źródłowy strony 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 &mdash; przykłady==
{|class="wikitable"     
!Ilość par elektronowych <math>(n + m)</math>
!Geometria
|-
|2
|liniowa
|-
|3
|płaska trygonalna
|-
|4
|tetraedryczna 
|-
|5
|piramida trygonalna podwójna
|-
|6
|oktaedryczna 
|}

===Przykład 1 &mdash; określanie struktury BCl<sub>3</sub>===
*Atom centralny &mdash; bor <math>(2s^22p^1)</math>.
*Liczba elektronów walencyjnych boru &mdash; 3.
*Liczba elektronów boru wykorzystanych do utworzenia wiązań &mdash; 3.
*Liczba elektronów ligandów wykorzystanych do utworzenia wiązań &mdash; 3 .
*Liczba wolnych par elektronowych boru, 0
*<math>n = 3,\ m = 0</math>
*Liczba par elektronowych, <math>n + m = 3</math>.
*Typ struktury (AL<sub>3</sub>).
*Geometria cząsteczki trygonalna (trójkąt równoboczny, kąty między wiązaniami B-Cl, 120°).
===Przykład 2 &mdash; określanie struktury PCl<sub>3</sub>===
*Atom centralny &mdash; fosfor <math>(3n^23p^3)</math>.
*Liczba elektronów walencyjnych fosforu &mdash; 5.
*Liczba elektronów atomu centralnego wykorzystanych do utworzenia wiązań &mdash; 3.
*Liczba  elektronów ligandów wykorzystanych do utworzenia wiązań &mdash; 3.
*Liczba elektronów wolnych par elektronowych &mdash; 2.
*<math>n = 3,\ m = 1</math>.
*Liczba par elektronowych <math>(n + m)</math> &mdash; 4.
*Typ struktury AL<sub>3</sub>E.
*Geometria piramidy trygonalnej, ze względu na obecność wolnej pary elektronowej  (kąty między wiązaniami P-Cl < 109°28’).
===Przykład 3 &mdash; określanie struktury SF ===
*Atom centralny &mdash; siarka <math>(3n^23p^4)</math>.
*Liczba elektronów walencyjnych siarki &mdash; 6.
*Liczba elektronów siarki tworzących wiązanie &mdash; 4.
*Liczba elektronów ligandów tworzących wiązanie &mdash; 4.
*Liczba elektronów par elektronowych siarki &mdash; 2.
*<math>n = 4,\ m = 1</math>.
*Liczba par elektronowych, <math>n + m = 5</math>.
*Typ struktury AL<sub>4</sub>E.
*Geometria piramidy trygonalnej podwójnej .
===Przykład 4 &mdash; określanie struktury PF<sub>6</sub>‾===
*Atom centralny &mdash; 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 &mdash; 0.
*Liczba elektronów ładunku anionu &mdash; 1.
*<math>n = 6,\ m = 0</math>.
*Liczba par elektronowych, <math>(n + m) = 6</math>.
*Typ struktury AL<sub>6 </sub>
*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.
               
<gallery>
Plik:Sp-Orbital.svg|Hybryda ''sp'' przyjęta np: dla obu atomów węgla w etynie
Plik:Sp2-Orbital.svg|Hybryda ''sp''<sup>2</sup> przyjęta dla np: na obu atomów węgla w etenie
Plik:Sp3-Orbital.svg|Hybryda ''sp''<sup>3</sup> &mdash; przyjęta dla np: atomu węgla w metanie.
</gallery>

===Przykład 1 &mdash;orbitale hybrydyzowane BCl<sub>3</sub>===
*Konfiguracja elektronowa boru w stanie podstawowym
:B <math>1s^22s^22p^1</math>.
*Z orbitali atomowych 2''s'' i 2''p'' 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 &mdash; orbitale hybrydyzowane NH<sub>3</sub>===
*Konfiguracja elektronowa azotu w stanie podstawowym
:N <math>1s^22s^22p^3</math>.
*Z orbitali atomowych 2''s'' i 2''p'' 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 1''s'' trzech atomów wodoru (struktura cząsteczki tetraedryczna).
===Przykład 3 &mdash; hybrydyzacja <math>dsp^3</math> w cząsteczce PCl<sub>5</sub>===
*Konfiguracja elektronowa fosforu w stanie podstawowym
:P <math>1s^22s^22p^63s^23p^3</math>.
*Z orbitali atomowych 3''s'', 3''p'', 3''d'' powstaje 5 orbitali zhybrydyzowanych, które są obsadzone 5 elektronami.
*W wyniku nakładania się 5 orbitali zhybrydyzowanych <math>sp^3d</math> atomu fosforu z orbitalami 3''p'' pięciu atomów chloru, powstaje 5 wiązań σ skierowanych ku narożom podwójnej piramidy trygonalnej.

<!-- [[category:Chemia ogólna]]
-->