Bevezető kémia

Geometriatáblázat

A VSEPR elmélet meghatározza a molekuláris geometriákat (lineáris, trigonális, trigonális bipiramis, tetraéderes és oktaéderes).

VSEPR modell

A valenciahéj elektronpár-taszítás (VSEPR) modell az atomok legkülső (valencia) héjában lévő kötő és nem kötő elektronpárokra összpontosít, amelyek két vagy több másik atomhoz kapcsolódnak.

A VSEPR-modell alapvetően azt tételezi fel, hogy ezek a negatív elektromos töltéssel rendelkező területek taszítják egymást, ami azt eredményezi, hogy ezek (és az általuk kialakított kémiai kötések) a lehető legtávolabb maradnak egymástól. Ezért az egyszerű háromatomos molekulában található két elektronfelhő ellentétes irányban fog kinyúlni. A 180°-os szögeltolódás a két kötési pályát a lehető legtávolabbra helyezi egymástól; ezért azt várjuk, hogy a két kémiai kötés ellentétes irányban nyúlik ki, így egy lineáris molekula jön létre.

Ha a központi atom egy vagy több nem kötő elektronpárt is tartalmaz, akkor ezek a további negatív töltésű területek hasonlóan viselkednek, mint a kötődött atomokhoz kapcsolódóan. A különböző kötő és nem kötő párokat tartalmazó orbitálisok a valenciahéjban a központi atomtól olyan irányban nyúlnak ki, hogy a kölcsönös taszításuk minimális legyen. Ha a központi atom részlegesen foglalt d-orbitálisokkal rendelkezik, akkor öt vagy hat elektronpárt is képes lehet befogadni, olyasmit alkotva, amit néha “kiterjesztett oktettnek” neveznek.”

Molekuláris geometriák

A molekuláris geometriákat (lineáris, trigonális, tetraéderes, trigonális bipiramidális és oktaéderes) a VSEPR elmélet határozza meg. A VSEPR elméletet alkalmazó geometriák táblázata megkönnyítheti a molekulák rajzolását és megértését. A molekulageometriák táblázata az első ábrán található. A második ábra a táblázat szemléltetésére szolgál.

How to Determine Molecular Geometry – YouTube: Ez a videó az egyszerű molekulák fő geometriai alakjainak gyors meghatározására szolgáló egyik módszert ismerteti.

Molekuláris geometriák

A VSEPR elmélet az egyszerű molekulák öt fő alakját írja le: lineáris, trigonális sík, tetraéder, trigonális bipiramis és oktaéder.

AXE módszer

A molekulák geometriájának egy másik módja az elektronszámlálás “AXE-módszere”. Az AXE-ben az A jelöli a központi atomot, és mindig van egy implicit egyes indexe; X jelöli a központi és a külső atomok közötti szigma kötések számát (több kovalens kötés – kettős, hármas stb. – egy X-nek számít); és E jelöli a központi atomot körülvevő magányos elektronpárok számát. Az X és E összege, amelyet sztérikus számnak nevezünk, a valenciakötés-elmélet által használt hibridizált pályák teljes számához is kapcsolódik. A VSEPR az X-ek és E-k sztérikus számát és eloszlását használja a molekulák geometriai alakjának előrejelzésére.

Megjegyezzük, hogy a geometriákat csak az atomok helyzete szerint nevezzük meg, nem az elektronelrendezés szerint.

Fő geometriák (magányos elektronpárok nélkül):

A lineáris modellben az atomok egyenes vonalban kapcsolódnak egymáshoz, és a kötésszög egyszerűen a két szomszédos kötés közötti geometriai szög. Egy egyszerű, típusú háromatomos molekulának a két kötési pályája 180° távolságra van egymástól. Olyan háromatomos molekulákra, amelyek esetében a VSEPR elmélet lineáris alakot jósol, példaként említhető a (amely nem rendelkezik elegendő elektronnal ahhoz, hogy megfeleljen az oktett-szabálynak) és a . A szén-dioxid elektronpontos képletének felírásakor vegyük észre, hogy a C-O kötések kettős kötések; ez a VSEPR elmélet számára nem jelent különbséget. A központi szénatom továbbra is két másik atomhoz kapcsolódik. A két oxigénatomot összekötő elektronfelhők 180°-ban helyezkednek el egymástól.

Trigonális sík

A trigonális sík alakú molekulák háromszög alakúak és egy síkban, vagy sík felületen állnak. Egy molekulának, például az molekulának három elektronsűrűségű régiója van, amelyek a központi atomtól kifelé nyúlnak. Az ezek közötti taszítás akkor lesz a legkisebb, ha bármelyik kettő közötti szög 120o.

Tetraéderes

A tetra- négyet jelent, a -éderes pedig egy szilárd test egyik oldalára vonatkozik; a “tetraéderes” szó szerint azt jelenti, hogy “négy oldala van”. ” Ezt az alakot akkor találjuk, ha egy központi atomon négy kötés van, magányos elektronpárok nélkül. A VSEPR elmélet szerint az elektronkötések közötti kötésszögek 109,5o. A tetraéderes molekulára példa a metán . A négy egyenértékű kötés három dimenzióban négy geometriai szempontból egyenértékű irányba mutat, ami megfelel a szénatomra központosított tetraéder négy sarkának.

A trigonális bipiramis alakja akkor alakul ki, ha a molekulában egy központi atomot öt atom vesz körül. A geometriában három atom egy síkban van, 120°-os kötésszögekkel; a másik két atom a molekula ellentétes végein helyezkedik el. A periódusos rendszer 15. csoportjának egyes elemei típusú vegyületeket alkotnak; ilyen például a és a .

Octaéderes

Az okta- nyolcat jelent, a -éderes pedig a szilárd test egyik oldalára vonatkozik, így az “oktaéderes” szó szerint azt jelenti, hogy “nyolc oldala van”. A kötésszögek mindegyike 90°, és ahogyan négy elektronpár minimális taszítást tapasztal, amikor egy tetraéder sarkai felé irányul, úgy hat elektronpár próbál az oktaéder sarkai felé mutatni. Egy példa az oktaéderes molekulára () a kén-hexafluorid ().

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

Interaktív: Elektrongeometria: A molekulák a megosztott és nem megosztott elektronok mintázata miatt különböző alakot vesznek fel. Ezekben a példákban a molekulák alakját befolyásoló összes elektron megosztott az atomokat a molekulák kialakításához összetartó kovalens kötésekben.

Magányos elektronpárok

A nem kötő elektronok olyan pályákon vannak, amelyek helyet foglalnak, taszítják a többi pályát, és megváltoztatják a molekula alakját.

Molekuláris geometriák magányos elektronpárokkal

Eleddig csak a magányos elektronpárok nélküli geometriákat tárgyaltuk. Ahogy valószínűleg észrevetted a geometriák táblázatában és az AXE módszerben, a magányos párok hozzáadása megváltoztatja a molekula alakját. Korábban említettük, hogy ha a központi atom egy vagy több nem kötő elektronpárt is tartalmaz, akkor ezek a további negatív töltésű területek hasonlóan viselkednek, mint a kötött atomokhoz kapcsolódóan. A különböző kötő és nem kötő párokat tartalmazó orbitálisok a valenciahéjban a központi atomtól olyan irányokban fognak kinyúlni, amelyek minimalizálják a kölcsönös taszításukat.

Koordinációs szám és a központi atom

A koordinációs szám az adott atomot, gyakran központi atomnak nevezett atomot körülvevő elektronpárok számára utal. A magányos párokat tartalmazó molekulák geometriája különbözni fog a magányos párokat nem tartalmazó molekuláktól, mivel a magányos pár üres térnek tűnik a molekulában. A geometria mindkét osztályát olyan képzeletbeli geometriai alakzatok (többnyire szabályos tömör sokszögek) alakjáról nevezték el, amelyek középpontja a központi atom lenne, és amelyeknek minden csúcsán egy-egy elektronpár lenne.

A vízmolekulában () a központi atom , és a Lewis-féle elektronpont-képlet azt jósolja, hogy két pár nem kötő elektron lesz. Az oxigénatom tehát tetraéderesen koordinált lesz, ami azt jelenti, hogy a tetraéder középpontjában helyezkedik el. A koordinációs pozíciók közül kettőt az O-H kötéseket alkotó közös elektronpárok foglalnak el, a másik kettőt pedig a nem kötő elektronpárok. Ezért, bár az oxigénatom tetraéderesen koordinált, a molekula kötésgeometriája (alakja) hajlítottnak írható le.

A magányos pár elektronjainak taszító hatása

A kötő és nem kötő elektronpályák között fontos különbség van. Mivel egy nem kötő pályának nincs atommag a távoli végén, amely az elektronfelhőt magához vonzaná, az ilyen pálya töltése a központi atomhoz közelebb koncentrálódik; ennek következtében a nem kötő pályák nagyobb taszítást gyakorolnak más pályákra, mint a kötő pályák. A -ben a két nemkötő pálya közelebb tolja egymáshoz a kötő pályákat, így a H-O-H szög 104,5° lesz a 109,5°-os tetraéderes szög helyett.

A elektronpontos szerkezete egy pár nemkötő elektront helyez a nitrogénatom valenciahéjába. Ez azt jelenti, hogy három kötött atom és egy magányos pár van a nitrogén körüli négyes koordinációs számhoz, ugyanúgy, mint ahogyan a -ben is előfordul.

Ezért megjósolhatjuk, hogy a három hidrogénatom a nitrogénatomra központosított tetraéder sarkaiban fog elhelyezkedni. A magányos pár orbitálisa a tetraéder negyedik sarka felé fog mutatni, de mivel ez a pozíció üres lesz, maga a molekula nem lehet tetraéderes, hanem piramis alakot vesz fel, pontosabban egy trigonális piramis (háromszög alaprajzú piramis) alakját. A hidrogénatomok mind egy síkban helyezkednek el, a nitrogén a síkon kívül helyezkedik el. A nem kötő elektronok kissé összenyomják a kötési pályákat, így a H-N-H kötésszögek körülbelül 107°-osak.

A magányos párokat tartalmazó 5 koordinált molekulákban ezek a nem kötő pályák (amelyek közelebb vannak a központi atomhoz, és így nagyobb valószínűséggel taszítják őket más pályák) előnyösen az egyenlítői síkban helyezkednek el. Ezáltal 90°-os szögben helyezkednek el legfeljebb két tengelyirányú kötőpályához képest. Ezért megjósolhatjuk, hogy egy molekula (amelyben a központi A atom négy másik X atomhoz és egy nem kötő elektronpárhoz van koordinálva), mint például a , “fűrészes” alakú lesz.

A nem kötő párokat kötődő atomok helyettesítve a háromszög alakú bipiramis koordináció még egyszerűbb molekulaformákra redukálódik.

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

Interaktív: A nem megosztott elektronok és a “hajlított” forma: A 3D modell segítségével láthatjuk, hogy a hidrogén és az oxigén közötti kötésekben a nem megosztott elektronok hogyan taszítják a megosztott elektronokat, ami a molekula “hajlított” alakját okozza.

.