VSEPR-geometri og molekylær polaritet

Optælling af elektrondomæner omkring et centralatom

VSEPR tager udgangspunkt i en korrekt Lewis-struktur. Omkring centralatomet tæller du elektrondomænerne: hvert frit elektronpar er ét domæne, og hver binding til et andet atom er ét domæne, uanset om den er en enkelt-, dobbelt- eller tripelbinding. Totalen kaldes ofte det steriske tal. En dobbeltbinding tæller én gang, fordi dens elektroner optager det samme område af rummet mellem de to atomer.

Det steriske tal fastlægger elektrondomænegeometrien, den opstilling der holder domænerne længst fra hinanden. To domæner er lineære (180°), tre er trigonalt plane (120°), fire er tetraedriske (109.5°), fem er trigonalt bipyramidale (90° og 120°), og seks er oktaedriske (90°).

En kort betegnelse holder styr på optællingen. I AXₘEₙ-notation er A centralatomet, m er antallet af bundne atomer X, og n er antallet af frie elektronpar E på centralatomet. Vand er AX₂E₂: to bundne atomer og to frie elektronpar, sterisk tal 4.

Elektrondomænegeometri i forhold til molekylform

Frie elektronpar fylder, men de er ikke atomer, så de er usynlige i navnet på molekylformen. Molekylgeometrien beskriver kun, hvor atomerne sidder. Når der ikke er frie elektronpar på centralatomet, er de to geometrier ens; når der er frie elektronpar, er de forskellige.

I en trigonal bipyramide er positionerne ikke ækvivalente: de tre ækvatoriale positioner ligger 120° fra hinanden, og de to aksiale positioner ligger 90° fra ækvator. Frie elektronpar går først til ækvatoriale positioner, fordi en ækvatorial plads kun har to naboer ved 90°, mens en aksial plads har tre.

• Sterisk tal 3: AX₃ trigonalt plan; AX₂E vinklet, vinkel under 120°.
• Sterisk tal 4: AX₄ tetraedrisk; AX₃E trigonalt pyramidal; AX₂E₂ vinklet, vinkler under 109.5°.
• Sterisk tal 5: AX₅ trigonalt bipyramidal; AX₄E vippeformet; AX₃E₂ T-formet; AX₂E₃ lineær.
• Sterisk tal 6: AX₆ oktaedrisk; AX₅E kvadratisk pyramidal; AX₄E₂ kvadratisk plan.

Hvorfor frie elektronpar presser bindingsvinklerne sammen

Et frit elektronpar holdes kun af én kerne, så dets elektrontæthed spreder sig bredere nær centralatomet end et bindingspars. Frastødningerne følger derfor rækkefølgen frit par–frit par > frit par–bindingspar > bindingspar–bindingspar, og hvert ekstra frit elektronpar presser de resterende bindinger tættere sammen.

Den tetraedriske familie viser tendensen. Methan, CH₄, uden frie elektronpar, har H–C–H-vinkler på 109.5°. Ammoniak, NH₃, med ét frit elektronpar, har H–N–H-vinkler, der er lidt mindre. Vand, med to frie elektronpar, har en H–O–H-vinkel på 104.5°, den værdi der er angivet i OpenStax Chemistry 2e. Multiple bindinger har en lignende, mindre virkning, fordi en dobbeltbinding rummer mere elektrontæthed end en enkeltbinding.

VSEPR forudsiger retningen af disse afvigelser pålideligt, men ikke deres nøjagtige størrelse. Når et spørgsmål beder om en vinkel i et molekyle med frie elektronpar, så svar "lidt mindre end" den ideelle værdi, medmindre du har målte data.

Gennemregnede eksempler: chlortrifluorid og xenontetrafluorid

Chlortrifluorid, ClF₃. Valenselektroner: 7 + 3(7) = 28. Tre Cl–F-enkeltbindinger bruger 6 elektroner, og fuldførelsen af de tre fluoroktetter bruger 3 × 6 = 18, i alt 24. De resterende 4 elektroner placeres på chlor som to frie elektronpar. Chlor har tre bindinger og to frie elektronpar, så det er AX₃E₂ med sterisk tal 5 og trigonalt bipyramidal elektrondomænegeometri.

Begge frie elektronpar går til ækvatoriale positioner. Det efterlader ét fluor i ækvatorplanet og to i de aksiale positioner, så atomerne danner en T-form. De frie elektronpar skubber de aksiale fluoratomer mod det ækvatoriale, så F–Cl–F-vinklerne er lidt mindre end 90°. De tre Cl–F-bindingsdipoler ophæver ikke hinanden i en T-form, så ClF₃ er polært.

Xenontetrafluorid, XeF₄. Valenselektroner: 8 + 4(7) = 36. Fire Xe–F-bindinger bruger 8 elektroner, og fluors frie elektronpar bruger 4 × 6 = 24, i alt 32. De resterende 4 elektroner er to frie elektronpar på xenon. Med fire bindinger og to frie elektronpar er xenon AX₄E₂, sterisk tal 6, oktaedrisk elektrondomænegeometri.

I et oktaeder er alle positioner ækvivalente, så det første frie elektronpar kan placeres hvor som helst; det andet placeres lige overfor, 180° væk, for at minimere frastødningen mellem frie elektronpar. De fire fluoratomer ligger så i ét plan med 90° til deres naboer: kvadratisk plan. Hver Xe–F-binding er polær, men modstående bindinger peger i præcis modsatte retninger, så dipolerne ophæver hinanden, og XeF₄ er upolært.

Addition af bindingsdipoler for at finde molekylær polaritet

En binding mellem atomer med forskellig elektronegativitet er polær, med en partiel negativ ladning (δ−) på det mest elektronegative atom. Hver bindingsdipol har en størrelse og en retning, så den opfører sig som en vektor. Det molekylære dipolmoment er vektorsummen af alle bindingsdipolerne, normalt angivet i debye (1 D ≈ 3.336 × 10⁻³⁰ C·m).

Bindingsdipoler ophæver hinanden, når identiske bindinger er anbragt symmetrisk omkring centralatomet. Det sker for AX₂ lineære, AX₃ trigonalt plane, AX₄ tetraedriske, AX₅ trigonalt bipyramidale og AX₆ oktaedriske molekyler, når alle X-atomerne er ens, og også for AX₄E₂ kvadratisk plane og AX₂E₃ lineære former, hvor de frie elektronpar er arrangeret symmetrisk, og hver binding peger direkte modsat en identisk binding. Andre kombinationer af form og substituenter efterlader generelt en nettodipol.

Gennemregnet sammenligning: svovldioxid og svovltrioxid. SO₂ har 6 + 2(6) = 18 valenselektroner; dets Lewis-struktur placerer to bindingsdomæner og ét frit elektronpar på svovl (AX₂E), så molekylet er vinklet. De to S–O-dipoler peger delvist i samme retning, deres sum er ikke nul, og SO₂ er polært. SO₃ har 6 + 3(6) = 24 valenselektroner og tre bindingsdomæner uden frit elektronpar på svovl (AX₃), så det er trigonalt plant. Tre lige store dipoler med 120° imellem sig summerer til nul, og SO₃ er upolært, selvom hver binding i det er polær.

Almindelige fejl ved form og polaritet

De fleste fejl skyldes, at man springer Lewis-strukturen over, eller at man læser den flade tegning på papiret, som om den var den virkelige form. En hurtig rutine fanger dem: tegn Lewis-strukturen, tæl domæner på centralatomet, navngiv elektrondomænegeometrien, fjern de frie elektronpar for at navngive molekylformen, og læg derefter bindingsdipolerne sammen i tre dimensioner.

En fysisk model eller en omhyggelig skitse med kiler og stiplede linjer hjælper ved det sidste trin. Hvis du kan dreje molekylet, så én bindingsdipol ikke har nogen partner, der peger den modsatte vej, er molekylet polært. Hvis hver binding modsvares af en identisk binding på modsat side, eller af et symmetrisk sæt som tre bindinger med 120° imellem, er det upolært.

• At angive elektrondomænegeometrien, når spørgsmålet beder om molekylformen. Vands domæner er tetraedriske; dets form er vinklet.
• At glemme frie elektronpar på centralatomet, hvilket fejlagtigt gør NH₃ til et trigonalt plant molekyle.
• At tælle en dobbelt- eller tripelbinding som to eller tre domæner.
• At konkludere, at et molekyle er polært, fordi dets bindinger er polære, uden at kontrollere, om dipolerne ophæver hinanden.
• At bedømme symmetri ud fra en flad tegning. CH₂Cl₂ ser symmetrisk ud på papiret, men er tetraedrisk med to forskellige slags bindinger, så det er polært.
• At placere frie elektronpar i aksiale positioner i en trigonal bipyramide, hvilket giver den forkerte form for SF₄, ClF₃ og XeF₂.