Chemia/Kształty przestrzenne cząsteczek wieloatomowych

Z Brain-wiki
Wersja z dnia 18:21, 3 cze 2015 autorstwa Magdaz (dyskusja | edycje) (Utworzono nową stronę "==Metoda VSEPR== *Metoda VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) polega na ocenie wzajemnego oddziaływania par elektronowych tworzących wiązanie pomiędzy atome...")
(różn.) ← poprzednia wersja | przejdź do aktualnej wersji (różn.) | następna wersja → (różn.)

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.

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.