VSEPR-geometri og molekylær polaritet

Å telle elektrondomener rundt et sentralatom

VSEPR tar utgangspunkt i en riktig Lewis-struktur. Rundt sentralatomet teller du elektrondomenene: hvert fritt elektronpar er ett domene, og hver binding til et annet atom er ett domene, enten den er enkelt, dobbelt eller trippel. Totalen kalles ofte det steriske tallet. En dobbeltbinding teller én gang fordi elektronene opptar samme område av rommet mellom de to atomene.

Det steriske tallet fastlegger elektrondomenegeometrien, ordningen som holder domenene lengst fra hverandre. To domener 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 rede på tellingen. I AXₘEₙ-notasjon er A sentralatomet, m er antallet bundne atomer X, og n er antallet frie elektronpar E på sentralatomet. Vann er AX₂E₂: to bundne atomer og to frie elektronpar, sterisk tall 4.

Elektrondomenegeometri mot molekylform

Frie elektronpar tar plass, men de er ikke atomer, så de er usynlige i navnet på molekylformen. Molekylgeometrien beskriver bare hvor atomene sitter. Når sentralatomet ikke har frie elektronpar, er de to geometriene like; når det har frie elektronpar, er de forskjellige.

I en trigonal bipyramide er posisjonene ikke likeverdige: de tre ekvatoriale posisjonene ligger 120° fra hverandre, og de to aksiale posisjonene ligger 90° fra ekvator. Frie elektronpar går først til ekvatoriale posisjoner, fordi et ekvatorialt sted bare har to naboer på 90° mens et aksialt sted har tre.

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

Hvorfor frie elektronpar presser bindingsvinkler sammen

Et fritt elektronpar holdes av bare én kjerne, så elektrontettheten brer seg videre ut nær sentralatomet enn for et bindingspar. Frastøtningene følger derfor rekkefølgen fritt par–fritt par > fritt par–bindingspar > bindingspar–bindingspar, og hvert ekstra frie elektronpar presser de gjenværende bindingene tettere sammen.

Den tetraedriske familien viser trenden. Metan, CH₄, uten frie elektronpar, har H–C–H-vinkler på 109.5°. Ammoniakk, NH₃, med ett fritt elektronpar, har noe mindre H–N–H-vinkler. Vann, med to frie elektronpar, har en H–O–H-vinkel på 104.5°, verdien som oppgis i OpenStax Chemistry 2e. Multiple bindinger har en lignende, mindre effekt, fordi en dobbeltbinding rommer mer elektrontetthet enn en enkeltbinding.

VSEPR forutsier retningen på disse avvikene pålitelig, men ikke den nøyaktige størrelsen. Når et spørsmål ber om en vinkel i et molekyl med frie elektronpar, svarer du «litt mindre enn» idealverdien med mindre du har målte data.

Regneeksempler: klortrifluorid og xenontetrafluorid

Klortrifluorid, ClF₃. Valenselektroner: 7 + 3(7) = 28. Tre Cl–F-enkeltbindinger bruker 6 elektroner, og å fullføre de tre fluoroktettene bruker 3 × 6 = 18, til sammen 24. De gjenværende 4 elektronene havner på klor som to frie elektronpar. Klor har tre bindinger og to frie elektronpar, så det er AX₃E₂ med sterisk tall 5 og trigonalt bipyramidal elektrondomenegeometri.

Begge frie elektronpar tar ekvatoriale posisjoner. Da blir ett fluor igjen i ekvatorplanet og to i de aksiale posisjonene, så atomene danner en T-form. De frie elektronparene presser de aksiale fluoratomene mot det ekvatoriale, så F–Cl–F-vinklene er litt mindre enn 90°. De tre Cl–F-bindingsdipolene opphever ikke hverandre i en T-form, så ClF₃ er polart.

Xenontetrafluorid, XeF₄. Valenselektroner: 8 + 4(7) = 36. Fire Xe–F-bindinger bruker 8 elektroner, og fluorenes frie elektronpar bruker 4 × 6 = 24, til sammen 32. De gjenværende 4 elektronene er to frie elektronpar på xenon. Med fire bindinger og to frie elektronpar er xenon AX₄E₂, sterisk tall 6, oktaedrisk elektrondomenegeometri.

I et oktaeder er alle posisjoner likeverdige, så det første frie elektronparet kan gå hvor som helst; det andre går rett overfor, 180° unna, for å minimere frastøtningen mellom frie elektronpar. De fire fluoratomene ligger da i ett plan med 90° til naboene: kvadratisk plan. Hver Xe–F-binding er polar, men motstående bindinger peker i nøyaktig motsatte retninger, så dipolene opphever hverandre og XeF₄ er upolart.

Å legge sammen bindingsdipoler for å finne molekylær polaritet

En binding mellom atomer med ulik elektronegativitet er polar, med en partiell negativ ladning (δ−) på det mest elektronegative atomet. Hver bindingsdipol har en størrelse og en retning, så den oppfører seg som en vektor. Molekylets dipolmoment er vektorsummen av alle bindingsdipolene, vanligvis oppgitt i debye (1 D ≈ 3.336 × 10⁻³⁰ C·m).

Bindingsdipoler opphever hverandre når like bindinger er ordnet symmetrisk rundt sentralatomet. Det skjer for lineære AX₂-, trigonalt plane AX₃-, tetraedriske AX₄-, trigonalt bipyramidale AX₅- og oktaedriske AX₆-molekyler når alle X-atomene er like, og også for kvadratisk plan AX₄E₂ og lineær AX₂E₃, der de frie elektronparene er ordnet symmetrisk og hver binding peker rett motsatt av en identisk binding. Andre kombinasjoner av form og substituenter etterlater vanligvis en nettodipol.

Regnet sammenligning: svoveldioksid og svoveltrioksid. SO₂ har 6 + 2(6) = 18 valenselektroner; Lewis-strukturen setter to bindingsdomener og ett fritt elektronpar på svovel (AX₂E), så molekylet er vinklet. De to S–O-dipolene peker delvis i samme retning, summen er ikke null, og SO₂ er polart. SO₃ har 6 + 3(6) = 24 valenselektroner og tre bindingsdomener uten fritt elektronpar på svovel (AX₃), så det er trigonalt plant. Tre like dipoler med 120° mellom hverandre summerer seg til null, og SO₃ er upolart selv om hver binding i det er polar.

Vanlige feil med form og polaritet

De fleste feil kommer av at man hopper over Lewis-strukturen eller leser den flate tegningen på papiret som om den var den virkelige formen. En rask rutine fanger dem: tegn Lewis-strukturen, tell domenene på sentralatomet, navngi elektrondomenegeometrien, fjern de frie elektronparene for å navngi molekylformen, og legg deretter sammen bindingsdipolene i tre dimensjoner.

En fysisk modell eller en nøye kile- og stiplet-strek-skisse hjelper på det siste trinnet. Hvis du kan rotere molekylet slik at én bindingsdipol ikke har noen partner som peker motsatt vei, er molekylet polart. Hvis hver binding har en identisk binding på motsatt side, eller et symmetrisk sett som tre bindinger med 120°, er det upolart.

• Å oppgi elektrondomenegeometrien når spørsmålet gjelder molekylformen. Vannets domener er tetraedriske; formen er vinklet.
• Å glemme frie elektronpar på sentralatomet, noe som feilaktig gjør NH₃ til et trigonalt plant molekyl.
• Å telle en dobbelt- eller trippelbinding som to eller tre domener.
• Å konkludere at et molekyl er polart fordi bindingene er polare, uten å sjekke om dipolene opphever hverandre.
• Å vurdere symmetri ut fra en flat tegning. CH₂Cl₂ ser symmetrisk ut på papiret, men er tetraedrisk med to ulike typer bindinger, så det er polart.
• Å plassere frie elektronpar i aksiale posisjoner i en trigonal bipyramide, noe som gir feil form for SF₄, ClF₃ og XeF₂.