Introductory Chemistry

Table of Geometries

VSEPR-teoria määrittää molekyyligeometriat (lineaarinen, trigonaalinen, trigonaalinen bipyramidaali, tetraedrinen ja oktaedrinen).

VSEPR-malli

Valeenssikuoren elektroniparien hylkimisen (VSEPR) malli keskittyy atomin uloimmassa (valenssi)kuoressa oleviin sitoviin ja ei-sitoviin elektronipareihin, jotka yhdistyvät kahteen tai useampaan muuhun atomiin.

Periaatteessa VSEPR-malli teoretisoi, että nämä negatiivisen sähkövarauksen alueet hylkivät toisiaan, jolloin ne (ja niiden muodostamat kemialliset sidokset) pysyvät mahdollisimman kaukana toisistaan. Siksi yksinkertaisen kolmiatomisen molekyylin sisältämät kaksi elektronipilveä ulottuvat vastakkaisiin suuntiin. 180°:n kulmaero sijoittaa kaksi sidosorbitaalia mahdollisimman kauas toisistaan; odotamme siis kahden kemiallisen sidoksen ulottuvan vastakkaisiin suuntiin, jolloin syntyy lineaarinen molekyyli.

Jos keskeinen atomi sisältää myös yhden tai useamman parin ei-sitoutuvia elektroneja, nämä negatiivisen varauksen lisäalueet käyttäytyvät samoin kuin sidottuihin atomeihin liittyvät alueet. Valenssikuoren eri sitoutuvia ja sitoutumattomia pareja sisältävät orbitaalit ulottuvat keskusatomista ulospäin suuntiin, jotka minimoivat niiden keskinäiset vastukset. Jos keskeisellä atomilla on osittain varattuja d-orbitaaleja, se voi pystyä vastaanottamaan viisi tai kuusi elektroniparia, jolloin muodostuu niin sanottu ”laajennettu oktetti”.

Molekyyligeometriat

Molekyylien geometriat (lineaarinen, trigonaalinen, tetraedrinen, trigonaalinen bipyramidaalinen ja oktaedrinen) määräytyvät VSEPR-teorian mukaan. VSEPR-teoriaa käyttävä geometriataulukko voi helpottaa molekyylien piirtämistä ja ymmärtämistä. Molekyyligeometriataulukko löytyy ensimmäisestä kuvasta. Toinen kuva toimii taulukon visuaalisena apuna.

How to Determine Molecular Geometry – YouTube: Tällä videolla kuvataan yksi menetelmä yksinkertaisten molekyylien tärkeimpien geometristen muotojen nopeaan määrittämiseen.

Molekyylien geometriat

VSEPR-teoria kuvaa yksinkertaisten molekyylien viisi päämuotoa: lineaarinen, trigonaalinen planaarinen, tetraedrinen, trigonaalinen bipyramidaalinen ja oktaedrinen.

AXE-menetelmä

Muuten molekyyligeometrioiden tarkastelu tapahtuu elektronilaskennan ns. AXE-menetelmän avulla. AXE-menetelmässä A edustaa keskusatomia, ja sillä on aina implisiittinen indeksi yksi; X edustaa keskusatomin ja sen ulkopuolisten atomien välisten sigmasidosten lukumäärää (moninkertaiset kovalenttiset sidokset – kaksoissidokset, kolmoissidokset jne. – lasketaan yhdeksi X:ksi); ja E edustaa keskusatomia ympäröivien yksinäisten elektroniparien lukumäärää. X:n ja E:n summa, jota kutsutaan steriiliseksi luvuksi, liittyy myös valenssisidosteoriassa käytettyjen hybridisoituneiden orbitaalien kokonaismäärään. VSEPR käyttää steeristä lukua ja X:n ja E:n jakaumaa molekyylien geometristen muotojen ennustamiseen.

Huomaa, että geometriat on nimetty vain atomien asentojen, ei elektronijärjestyksen mukaan.

Päägeometriat (ilman yksinäisiä elektronipareja):

Lineaarisessa mallissa atomit ovat yhteydessä toisiinsa suorassa linjassa, ja sidoskulma on yksinkertaisesti kahden vierekkäisen sidoksen välinen geometrinen kulma. Yksinkertaisen kolmiatomisen molekyylin tyypin kaksi sidosorbitaalia on 180°:n päässä toisistaan. Esimerkkejä kolmiatomisista molekyyleistä, joille VSEPR-teoria ennustaa lineaarisen muodon, ovat (jolla ei ole tarpeeksi elektroneja noudattaakseen oktettisääntöä) ja . Kun kirjoitat hiilidioksidin elektronipistekaavaa, huomaa, että C-O-sidokset ovat kaksoissidoksia; tällä ei ole merkitystä VSEPR-teorian kannalta. Keskeinen hiiliatomi on edelleen sidoksissa kahteen muuhun atomiin. Kahta happiatomia yhdistävät elektronipilvet ovat 180°:n etäisyydellä toisistaan.

Trigonaalinen tasomuotoinen

Trigonaalisen tasomuodon omaavat molekyylit ovat kolmionmuotoisia ja yhdessä tasossa eli tasaisella pinnalla. -molekyylissä, kuten , on kolme elektronitiheyden aluetta, jotka ulottuvat keskusatomista ulospäin. Näiden välinen repulsio on pienimmillään, kun minkä tahansa kahden välillä oleva kulma on 120o.

Tetraedrinen

Tetra- tarkoittaa neljää, ja -edrinen liittyy kiinteän aineen pinta-alaan; ”tetraedrinen” tarkoittaa kirjaimellisesti ”neljä pinta-alaa”. ” Tämä muoto esiintyy silloin, kun yhdellä keskeisellä atomilla on neljä sidosta, joissa ei ole yksinäisiä elektronipareja. VSEPR-teorian mukaan elektronisidosten väliset sidoskulmat ovat 109,5o. Esimerkki tetraedrisestä molekyylistä on metaani . Neljä ekvivalenttista sidosta osoittaa neljään geometrisesti ekvivalenttiin suuntaan kolmessa ulottuvuudessa, jotka vastaavat hiiliatomiin keskitetyn tetraedrin neljää kulmaa.

Trigonaalinen kaksoispyramidi-muotoinen muoto muodostuu, kun molekyylissä keskusatomia ympäröi viisi atomia. Geometriassa kolme atomia on samassa tasossa sidekulmien ollessa 120°; kaksi muuta atomia ovat molekyylin vastakkaisissa päissä. Jotkin jaksollisen järjestelmän ryhmän 15 alkuaineet muodostavat tyypin yhdisteitä; esimerkkejä ovat ja .

Oktaedrinen

Octa- tarkoittaa kahdeksaa, ja -edrinen liittyy kiinteän aineen pinta-alaan, joten ”oktaedrinen” tarkoittaa kirjaimellisesti ”kahdeksan pinta-alaa”. Sidekulmat ovat kaikki 90°, ja aivan kuten neljä elektroniparia kokee minimaalisen hylkimisen suuntautuessaan kohti tetraedrin kulmia, kuusi elektroniparia pyrkii suuntautumaan kohti oktaedrin kulmia. Esimerkki oktaedrimolekyylistä () on rikkiheksafluoridi ().

https://lab.concord.org/embeddable.html#interactives/jsmol/electron-geometry.json

Interaktiivinen: Elektronigeometria: Molekyylit saavat erilaisia muotoja jaettujen ja jakamattomien elektronien mallien vuoksi. Näissä esimerkeissä kaikki molekyylien muotoon vaikuttavat elektronit ovat jaettuja kovalenttisissa sidoksissa, jotka pitävät atomit yhdessä muodostaen molekyylit.

Yksittäiset elektroniparit

Yksittäiset elektronit ovat orbitaaleissa, jotka vievät tilaa, hylkivät muita orbitaaleja ja muuttavat molekyylin muotoa.

Molekyyligeometriat, joissa on yksinäisiä elektronipareja

Tähän mennessä olemme käsitelleet vain geometrioita, joissa ei ole yksinäisiä elektronipareja. Kuten olet todennäköisesti huomannut geometriataulukosta ja AXE-menetelmästä, yksinäisten elektroniparien lisääminen muuttaa molekyylin muotoa. Mainitsimme aiemmin, että jos keskeinen atomi sisältää myös yhden tai useamman ei-sitovan elektroniparin, nämä ylimääräiset negatiivisen varauksen alueet käyttäytyvät samoin kuin sidottuihin atomeihin liittyvät alueet. Orbitaalit, jotka sisältävät erilaisia sitoutuvia ja sitoutumattomia pareja valenssikuoressa, ulottuvat keskusatomista ulospäin suuntiin, jotka minimoivat niiden keskinäiset vastukset.

Koordinaatioluku ja keskusatomi

Koordinaatioluvulla tarkoitetaan tiettyä atomia, jota usein kutsutaan keskusatomiksi, ympäröivien elektroniparien määrää. Yksinäisiä pareja sisältävien molekyylien geometriat eroavat yksinäisiä pareja sisältämättömien molekyylien geometrioista, koska yksinäinen pari näyttää molekyylissä tyhjältä tilalta. Molemmat geometrialuokat on nimetty niiden kuvitteellisten geometristen hahmojen (useimmiten säännöllisiä kiinteitä monikulmioita) muotojen mukaan, joiden keskipisteenä olisi keskeinen atomi ja joiden jokaisessa kärjessä olisi elektronipari.

Vesimolekyylissä () keskeinen atomi on , ja Lewisin elektronipistekaava ennustaa, että siinä on kaksi sitoutumatonta elektroniparia. Happiatomi on siis tetraedrisesti koordinoitu, mikä tarkoittaa, että se sijaitsee tetraedrin keskellä. Koordinaatiopaikoista kaksi on O-H-sidoksia muodostavien jaettujen elektroniparien ja kaksi muuta ei-sitoutuvien elektroniparien käytössä. Näin ollen, vaikka happiatomi on tetraedrisesti koordinoitu, -molekyylin sidosgeometriaa (muotoa) kuvataan taivutetuksi.

Lone pair -elektronien torjuva vaikutus

Sitoutuvien ja ei-sitoutuvien elektroniorbitaalien välillä on tärkeä ero. Koska ei-sitovalla orbitaalilla ei ole atomiydintä sen kauimmaisessa päässä vetämässä elektronipilveä puoleensa, varaus tällaisessa orbitaalissa keskittyy lähemmäs keskeistä atomia; tämän seurauksena ei-sitovilla orbitaaleilla on enemmän hylkivää vaikutusta muihin orbitaaleihin kuin sitovilla orbitaaleilla. :ssä kaksi ei-sitovaa orbitaalia työntävät sitovia orbitaaleja lähemmäs toisiaan, jolloin H-O-H-kulma on 104,5° 109,5°:n tetraedrisen kulman sijasta.

:n elektronipistemäinen rakenne sijoittaa yhden parin ei-sitovia elektroneja typpiatomin valenssikuoreen. Tämä tarkoittaa, että typen ympärillä on kolme sidottua atomia ja yksi yksinäinen pari, jolloin koordinaatioluku on neljä, kuten :ssä esiintyy.

Voidaan siis ennustaa, että kolme vetyatomia sijaitsevat typpiatomin ympärille keskitetyn tetraedrin kulmissa. Yksinäisen parin orbitaali osoittaa kohti tetraedrin neljättä kulmaa, mutta koska tämä paikka on vapaa, -molekyyli itsessään ei voi olla tetraedrinen; sen sijaan se ottaa pyramidin muodon, tarkemmin sanottuna trigonaalisen pyramidin (pyramidi, jolla on kolmiomainen pohja). Vetyatomit ovat kaikki samassa tasossa, ja typpi on tason ulkopuolella. Sitoutumattomat elektronit työntävät sidosorbitaaleja hieman yhteen, jolloin H-N-H-sidekulmat ovat noin 107°.

5-koordinoiduissa molekyyleissä, jotka sisältävät yksinäisiä pareja, nämä sitoutumattomat orbitaalit (jotka ovat lähempänä keskusatomia ja siten todennäköisemmin toisten orbitaalien työntämiä) sijaitsevat mieluiten ekvatoriaalitasossa. Tällöin ne ovat 90°:n kulmassa korkeintaan kahteen aksiaalisesti suuntautuneeseen sidosorbitaaliin nähden. Voimme siis ennustaa, että -molekyylillä (molekyylillä, jossa keskusatomi A on koordinoituna neljään muuhun atomiin X ja yhteen ei-sitovaan elektronipariin), kuten , on ”see-saw”-muoto.

Korvaamalla sidotut atomit ei-sitoutuvilla elektronipareilla saadaan kolmionmuotoinen kaksoispyramidikoordinaatio vielä yksinkertaisempaan molekyylimuotoon.

https://lab.concord.org/embeddable.html#interactives/jsmol/unshared-electrons.json

Interaktiivinen: Unshared Electrons and the ”Bent” Shape: Käytä 3D-mallia nähdäksesi, miten jakamattomat elektronit hylkivät jaettuja elektroneja vedyn ja hapen välisissä sidoksissa, jolloin molekyylillä on ”taivutettu” muoto.