VSEPR-geometria ja molekyylin polaarisuus

Keskusatomin ympärillä olevien elektronialueiden laskeminen

VSEPR lähtee oikeasta Lewis-rakenteesta. Laske keskusatomin ympärillä olevat elektronialueet: jokainen yksinäinen pari on yksi alue, ja jokainen sidos toiseen atomiin on yksi alue riippumatta siitä, onko se yksinkertainen, kaksois- vai kolmoissidos. Kokonaismäärää kutsutaan usein steeriseksi luvuksi. Kaksoissidos lasketaan kerran, koska sen elektronit ovat samalla avaruuden alueella kahden atomin välissä.

Steerinen luku määrää elektronialueiden geometrian, järjestyksen, joka pitää alueet kauimpana toisistaan. Kaksi aluetta on lineaarinen (180°), kolme on trigonaalinen tasomainen (120°), neljä on tetraedrinen (109.5°), viisi on trigonaalinen bipyramidi (90° ja 120°) ja kuusi on oktaedrinen (90°).

Lyhyt merkintä pitää lukumäärän hallinnassa. AXₘEₙ-merkinnässä A on keskusatomi, m on sitoutuneiden atomien X lukumäärä ja n on keskusatomin yksinäisten parien E lukumäärä. Vesi on AX₂E₂: kaksi sitoutunutta atomia ja kaksi yksinäistä paria, steerinen luku 4.

Elektronialueiden geometria ja molekyylin muoto

Yksinäiset parit vievät tilaa, mutta ne eivät ole atomeja, joten ne eivät näy molekyylin muodon nimessä. Molekyyligeometria kuvaa vain sitä, missä atomit sijaitsevat. Kun keskusatomilla ei ole yksinäisiä pareja, nämä kaksi geometriaa ovat samat; kun yksinäisiä pareja on, ne eroavat.

Trigonaalisessa bipyramidissa paikat eivät ole vastaavia: kolme ekvatoriaalista paikkaa ovat 120° päässä toisistaan ja kaksi aksiaalista paikkaa ovat 90° päässä ekvaattorista. Yksinäiset parit menevät ensin ekvatoriaalisiin paikkoihin, koska ekvatoriaalisella paikalla on vain kaksi naapuria 90° päässä, kun taas aksiaalisella paikalla niitä on kolme.

• Steerinen luku 3: AX₃ trigonaalinen tasomainen; AX₂E taipunut, kulma alle 120°.
• Steerinen luku 4: AX₄ tetraedrinen; AX₃E trigonaalinen pyramidi; AX₂E₂ taipunut, kulmat alle 109.5°.
• Steerinen luku 5: AX₅ trigonaalinen bipyramidi; AX₄E keinulauta; AX₃E₂ T-muotoinen; AX₂E₃ lineaarinen.
• Steerinen luku 6: AX₆ oktaedrinen; AX₅E neliöpohjainen pyramidi; AX₄E₂ neliötasomainen.

Miksi yksinäiset elektroniparit puristavat sidoskulmia kasaan

Yksinäistä paria pitää vain yksi ydin, joten sen elektronitiheys levittäytyy keskusatomin lähellä laajemmalle kuin sidosparin. Repulsiot noudattavat siksi järjestystä yksinäinen pari–yksinäinen pari > yksinäinen pari–sidospari > sidospari–sidospari, ja jokainen lisätty yksinäinen pari puristaa jäljellä olevat sidokset lähemmäs toisiaan.

Tetraedriset rakenteet osoittavat trendin. Metaanilla, CH₄, jolla ei ole yksinäisiä pareja, H–C–H-kulmat ovat 109.5°. Ammoniakilla, NH₃, jolla on yksi yksinäinen pari, H–N–H-kulmat ovat hieman pienemmät. Vedellä, jolla on kaksi yksinäistä paria, H–O–H-kulma on 104.5°, mikä on OpenStax Chemistry 2e:ssä annettu arvo. Moninkertaisilla sidoksilla on samankaltainen, pienempi vaikutus, koska kaksoissidos sisältää enemmän elektronitiheyttä kuin yksinkertainen sidos.

VSEPR ennustaa näiden poikkeamien suunnan luotettavasti mutta ei niiden tarkkaa suuruutta. Kun kysymys koskee kulmaa molekyylissä, jossa on yksinäisiä pareja, vastaa 'hieman vähemmän kuin' ihanteellinen arvo, ellei sinulla ole mitattua dataa.

Läpikäydyt esimerkit: klooritrifluoridi ja ksenontetrafluoridi

Klooritrifluoridi, ClF₃. Valenssielektronit: 7 + 3(7) = 28. Kolme Cl–F-yksinkertaista sidosta käyttää 6 elektronia, ja kolmen fluorin oktettien täydentäminen käyttää 3 × 6 = 18, yhteensä 24. Jäljelle jäävät 4 elektronia menevät kloorille kahtena yksinäisenä parina. Kloorilla on kolme sidosta ja kaksi yksinäistä paria, joten se on AX₃E₂, steerinen luku 5 ja elektronialueiden geometria trigonaalinen bipyramidi.

Molemmat yksinäiset parit ottavat ekvatoriaaliset paikat. Silloin yksi fluori on ekvatoriaalitasossa ja kaksi aksiaalisissa paikoissa, joten atomit muodostavat T-muodon. Yksinäiset parit työntävät aksiaaliset fluorit kohti ekvatoriaalista, joten F–Cl–F-kulmat ovat hieman alle 90°. Kolme Cl–F-sidosdipolia eivät kumoa toisiaan T-muodossa, joten ClF₃ on polaarinen.

Ksenontetrafluoridi, XeF₄. Valenssielektronit: 8 + 4(7) = 36. Neljä Xe–F-sidosta käyttää 8 elektronia ja fluorien yksinäiset parit 4 × 6 = 24, yhteensä 32. Jäljelle jäävät 4 elektronia ovat kaksi yksinäistä paria ksenonilla. Neljällä sidoksella ja kahdella yksinäisellä parilla ksenon on AX₄E₂, steerinen luku 6, elektronialueiden geometria oktaedrinen.

Oktaedrissa kaikki paikat ovat vastaavia, joten ensimmäinen yksinäinen pari voi mennä minne tahansa; toinen menee suoraan sitä vastapäätä, 180° päähän, yksinäinen pari–yksinäinen pari -repulsion minimoimiseksi. Neljä fluoria on silloin samassa tasossa 90° kulmassa naapureihinsa nähden: neliötasomainen. Jokainen Xe–F-sidos on polaarinen, mutta vastakkaiset sidokset osoittavat täsmälleen vastakkaisiin suuntiin, joten dipolit kumoavat toisensa ja XeF₄ on pooliton.

Sidosdipolien yhteenlasku molekyylin polaarisuuden selvittämiseksi

Sidos eri elektronegatiivisuuden omaavien atomien välillä on polaarinen, ja elektronegatiivisemmalla atomilla on osittainen negatiivinen varaus (δ−). Jokaisella sidosdipolilla on suuruus ja suunta, joten se käyttäytyy kuin vektori. Molekyylin dipolimomentti on kaikkien sidosdipolien vektorisumma, joka ilmoitetaan yleensä debyeinä (1 D ≈ 3.336 × 10⁻³⁰ C·m).

Sidosdipolit kumoutuvat, kun identtiset sidokset on järjestetty symmetrisesti keskusatomin ympärille. Näin käy lineaarisille AX₂-, trigonaalisille tasomaisille AX₃-, tetraedrisille AX₄-, trigonaalisille bipyramidi-AX₅- ja oktaedrisille AX₆-molekyyleille, kun kaikki X-atomit ovat samoja, ja myös neliötasomaisille AX₄E₂- ja lineaarisille AX₂E₃-muodoille, joissa yksinäiset parit on järjestetty symmetrisesti ja jokainen sidos osoittaa suoraan identtistä sidosta vastapäätä. Muut muodon ja sivuatomien yhdistelmät jättävät yleensä nettodipolin.

Läpikäyty vertailu: rikkidioksidi ja rikkitrioksidi. SO₂:ssa on 6 + 2(6) = 18 valenssielektronia; sen Lewis-rakenne sijoittaa rikille kaksi sitovaa aluetta ja yhden yksinäisen parin (AX₂E), joten molekyyli on taipunut. Kaksi S–O-dipolia osoittavat osittain samaan suuntaan, niiden summa ei ole nolla, ja SO₂ on polaarinen. SO₃:ssa on 6 + 3(6) = 24 valenssielektronia ja kolme sitovaa aluetta ilman yksinäistä paria rikillä (AX₃), joten se on trigonaalinen tasomainen. Kolme yhtä suurta dipolia 120° välein summautuvat nollaksi, ja SO₃ on pooliton, vaikka jokainen sen sidos on polaarinen.

Yleiset muoto- ja polaarisuusvirheet

Useimmat virheet johtuvat Lewis-rakenteen ohittamisesta tai paperilla olevan litteän piirroksen lukemisesta ikään kuin se olisi todellinen muoto. Nopea rutiini paljastaa ne: piirrä Lewis-rakenne, laske keskusatomin alueet, nimeä elektronialueiden geometria, poista yksinäiset parit nimetäksesi molekyylin muoto ja laske sitten sidosdipolit yhteen kolmessa ulottuvuudessa.

Fyysinen malli tai huolellinen kiila- ja katkoviivapiirros auttaa viimeisessä vaiheessa. Jos voit kääntää molekyyliä niin, että yhdellä sidosdipolilla ei ole vastakkaiseen suuntaan osoittavaa paria, molekyyli on polaarinen. Jos jokaiselle sidokselle on identtinen sidos vastakkaisella puolella tai symmetrinen joukko, kuten kolme sidosta 120° välein, se on pooliton.

• Elektronialueiden geometrian nimeäminen, kun kysymys koskee molekyylin muotoa. Veden alueet ovat tetraedriset; sen muoto on taipunut.
• Keskusatomin yksinäisten parien unohtaminen, mikä muuttaa NH₃:n erehdyksessä trigonaaliseksi tasomaiseksi molekyyliksi.
• Kaksois- tai kolmoissidoksen laskeminen kahdeksi tai kolmeksi alueeksi.
• Johtopäätös, että molekyyli on polaarinen, koska sen sidokset ovat polaarisia, tarkistamatta kumoutuvatko dipolit.
• Symmetrian arvioiminen litteästä piirroksesta. CH₂Cl₂ näyttää symmetriseltä paperilla mutta on tetraedrinen ja siinä on kaksi erilaista sidosta, joten se on polaarinen.
• Yksinäisten parien sijoittaminen trigonaalisen bipyramidin aksiaalisiin paikkoihin, mikä antaa väärän muodon yhdisteille SF₄, ClF₃ ja XeF₂.