VSEPR-geometrie en molekulêre polariteit

Elektrondomeine rondom 'n sentrale atoom tel

VSEPR begin by 'n korrekte Lewis-struktuur. Tel rondom die sentrale atoom die elektrondomeine: elke vrye elektronpaar is een domein, en elke binding aan 'n ander atoom is een domein of dit enkel, dubbel of drievoudig is. Die totaal word dikwels die steriese getal genoem. 'n Dubbelbinding tel een keer omdat sy elektrone dieselfde gebied van ruimte tussen die twee atome beset.

Die steriese getal bepaal die elektrondomeingeometrie, die rangskikking wat die domeine die verste uitmekaar hou. Twee domeine is lineêr (180°), drie is trigonaal planêr (120°), vier is tetraëdries (109.5°), vyf is trigonaal bipiramidaal (90° en 120°), en ses is oktaëdries (90°).

'n Kort etiket hou die telling by. In AXₘEₙ-notasie is A die sentrale atoom, m die aantal gebinde atome X, en n die aantal vrye elektronpare E op die sentrale atoom. Water is AX₂E₂: twee gebinde atome en twee vrye elektronpare, steriese getal 4.

Elektrondomeingeometrie teenoor molekulêre vorm

Vrye elektronpare neem ruimte in, maar hulle is nie atome nie, dus is hulle onsigbaar in die naam van die molekulêre vorm. Die molekulêre geometrie beskryf slegs waar die atome sit. Wanneer daar geen vrye elektronpare op die sentrale atoom is nie, is die twee geometrieë dieselfde; wanneer daar vrye elektronpare is, verskil hulle.

In 'n trigonale bipiramide is die posisies nie ekwivalent nie: die drie ekwatoriale posisies is 120° uitmekaar en die twee aksiale posisies is 90° van die ewenaar. Vrye elektronpare gaan eers na ekwatoriale posisies, omdat 'n ekwatoriale plek net twee bure by 90° het terwyl 'n aksiale plek drie het.

• Steriese getal 3: AX₃ trigonaal planêr; AX₂E gebuig, hoek onder 120°.
• Steriese getal 4: AX₄ tetraëdries; AX₃E trigonaal piramidaal; AX₂E₂ gebuig, hoeke onder 109.5°.
• Steriese getal 5: AX₅ trigonaal bipiramidaal; AX₄E wipplankvormig; AX₃E₂ T-vormig; AX₂E₃ lineêr.
• Steriese getal 6: AX₆ oktaëdries; AX₅E vierkantig piramidaal; AX₄E₂ vierkantig planêr.

Hoekom vrye elektronpare bindingshoeke saampers

'n Vrye elektronpaar word deur net een kern vasgehou, dus versprei sy elektrondigtheid wyer naby die sentrale atoom as dié van 'n bindingspaar. Afstotings volg dus die volgorde vrye paar–vrye paar > vrye paar–bindingspaar > bindingspaar–bindingspaar, en elke bygevoegde vrye elektronpaar druk die oorblywende bindings nader aan mekaar.

Die tetraëdriese familie wys die tendens. Metaan, CH₄, sonder vrye elektronpare, het H–C–H-hoeke van 109.5°. Ammoniak, NH₃, met een vrye elektronpaar, het H–N–H-hoeke 'n bietjie kleiner. Water, met twee vrye elektronpare, het 'n H–O–H-hoek van 104.5°, die waarde in OpenStax Chemistry 2e. Meervoudige bindings het 'n soortgelyke, kleiner effek, omdat 'n dubbelbinding meer elektrondigtheid hou as 'n enkelbinding.

VSEPR voorspel die rigting van hierdie afwykings betroubaar, maar nie hul presiese grootte nie. Wanneer 'n vraag 'n hoek in 'n molekuul met vrye elektronpare vra, antwoord "effens minder as" die ideale waarde tensy jy gemete data het.

Uitgewerkte voorbeelde: chloortrifluoried en xenontetrafluoried

Chloortrifluoried, ClF₃. Valenselektrone: 7 + 3(7) = 28. Drie Cl–F-enkelbindings gebruik 6 elektrone, en die voltooiing van die drie fluoor-okette gebruik 3 × 6 = 18, vir 24. Die oorblywende 4 elektrone gaan as twee vrye elektronpare op chloor. Chloor het drie bindings en twee vrye elektronpare, dus is dit AX₃E₂ met 'n steriese getal van 5 en 'n trigonaal bipiramidale elektrondomeingeometrie.

Beide vrye elektronpare neem ekwatoriale posisies in. Dit laat een fluoor in die ekwatoriale vlak en twee in die aksiale posisies, dus vorm die atome 'n T-vorm. Die vrye elektronpare druk die aksiale fluore na die ekwatoriale een toe, dus is die F–Cl–F-hoeke effens minder as 90°. Die drie Cl–F-bindingsdipole kanselleer nie in 'n T-vorm nie, dus is ClF₃ polêr.

Xenontetrafluoried, XeF₄. Valenselektrone: 8 + 4(7) = 36. Vier Xe–F-bindings gebruik 8 elektrone en die fluoor-vrye-elektronpare gebruik 4 × 6 = 24, vir 32. Die oorblywende 4 elektrone is twee vrye elektronpare op xenon. Met vier bindings en twee vrye elektronpare is xenon AX₄E₂, steriese getal 6, oktaëdriese elektrondomeingeometrie.

In 'n oktaëder is elke posisie ekwivalent, dus kan die eerste vrye elektronpaar oral gaan; die tweede gaan direk daarteenoor, 180° weg, om vrye paar–vrye paar-afstoting te minimeer. Die vier fluore lê dan in een vlak by 90° van hul bure: vierkantig planêr. Elke Xe–F-binding is polêr, maar teenoorgestelde bindings wys presies in teenoorgestelde rigtings, dus kanselleer die dipole en is XeF₄ nie-polêr.

Bindingsdipole optel om molekulêre polariteit te vind

'n Binding tussen atome van verskillende elektronegatiwiteit is polêr, met 'n gedeeltelike negatiewe lading (δ−) op die meer elektronegatiewe atoom. Elke bindingsdipool het 'n grootte en 'n rigting, dus gedra dit hom soos 'n vektor. Die molekulêre dipoolmoment is die vektorsom van al die bindingsdipole, gewoonlik in debye gerapporteer (1 D ≈ 3.336 × 10⁻³⁰ C·m).

Bindingsdipole kanselleer wanneer identiese bindings simmetries rondom die sentrale atoom gerangskik is. Dit gebeur vir AX₂ lineêr, AX₃ trigonaal planêr, AX₄ tetraëdries, AX₅ trigonaal bipiramidaal en AX₆ oktaëdriese molekule wanneer al die X-atome dieselfde is, en ook vir AX₄E₂ vierkantig planêre en AX₂E₃ lineêre vorms, waar die vrye elektronpare simmetries gerangskik is en elke binding direk teenoor 'n identiese binding wys. Ander kombinasies van vorm en substituente laat gewoonlik 'n netto dipool.

Uitgewerkte vergelyking: swaweldioksied en swaweltrioksied. SO₂ het 6 + 2(6) = 18 valenselektrone; sy Lewis-struktuur plaas twee bindingsdomeine en een vrye elektronpaar op swael (AX₂E), dus is die molekuul gebuig. Die twee S–O-dipole wys gedeeltelik in dieselfde rigting, hul som is nie nul nie, en SO₂ is polêr. SO₃ het 6 + 3(6) = 24 valenselektrone en drie bindingsdomeine sonder vrye elektronpaar op swael (AX₃), dus is dit trigonaal planêr. Drie gelyke dipole 120° uitmekaar tel op tot nul, en SO₃ is nie-polêr al is elke binding daarin polêr.

Algemene vorm- en polariteitsfoute

Die meeste foute kom van om die Lewis-struktuur oor te slaan of van om die plat tekening op die bladsy te lees asof dit die werklike vorm is. 'n Vinnige roetine vang hulle: teken die Lewis-struktuur, tel domeine op die sentrale atoom, noem die elektrondomeingeometrie, verwyder die vrye elektronpare om die molekulêre vorm te noem, en tel dan die bindingsdipole in drie dimensies op.

'n Fisiese model of 'n versigtige wig-en-streep-skets help met die laaste stap. As jy die molekuul so kan draai dat een bindingsdipool geen maat het wat in die teenoorgestelde rigting wys nie, is die molekuul polêr. As elke binding deur 'n identiese binding aan die teenoorgestelde kant gepas word, of deur 'n simmetriese stel soos drie bindings by 120°, is dit nie-polêr.

• Die elektrondomeingeometrie noem wanneer die vraag die molekulêre vorm vra. Water se domeine is tetraëdries; sy vorm is gebuig.
• Vrye elektronpare op die sentrale atoom vergeet, wat NH₃ per ongeluk in 'n trigonaal planêre molekuul verander.
• 'n Dubbel- of drievoudige binding as twee of drie domeine tel.
• Tot die gevolgtrekking kom dat 'n molekuul polêr is omdat sy bindings polêr is, sonder om te kontroleer of die dipole kanselleer.
• Simmetrie uit 'n plat tekening beoordeel. CH₂Cl₂ lyk simmetries op papier maar is tetraëdries met twee verskillende soorte bindings, dus is dit polêr.
• Vrye elektronpare in aksiale posisies van 'n trigonale bipiramide plaas, wat die verkeerde vorm vir SF₄, ClF₃ en XeF₂ gee.