VSEPR-geometri och molekylpolaritet

Att räkna elektrondomäner kring en centralatom

VSEPR utgår från en korrekt Lewisstruktur. Räkna elektrondomänerna kring centralatomen: varje fritt elektronpar är en domän, och varje bindning till en annan atom är en domän oavsett om den är enkel, dubbel eller trippel. Totalen kallas ofta det steriska talet. En dubbelbindning räknas en gång eftersom dess elektroner upptar samma område i rymden mellan de två atomerna.

Det steriska talet bestämmer elektrondomängeometrin, det arrangemang som håller domänerna längst isär. Två domäner är linjära (180°), tre är trigonalt plana (120°), fyra är tetraedriska (109.5°), fem är trigonalt bipyramidala (90° och 120°) och sex är oktaedriska (90°).

En kort beteckning håller reda på antalet. I AXₘEₙ-notation är A centralatomen, m antalet bundna atomer X och n antalet fria elektronpar E på centralatomen. Vatten är AX₂E₂: två bundna atomer och två fria elektronpar, steriskt tal 4.

Elektrondomängeometri jämfört med molekylform

Fria elektronpar tar plats, men de är inte atomer, så de är osynliga i namnet på molekylformen. Molekylgeometrin beskriver bara var atomerna sitter. När centralatomen inte har några fria elektronpar är de två geometrierna desamma; när det finns fria elektronpar skiljer de sig åt.

I en trigonal bipyramid är lägena inte likvärdiga: de tre ekvatoriella lägena ligger 120° från varandra och de två axiella lägena ligger 90° från ekvatorn. Fria elektronpar går först till ekvatoriella lägen, eftersom ett ekvatoriellt läge bara har två grannar på 90° medan ett axiellt läge har tre.

• Steriskt tal 3: AX₃ trigonalt plan; AX₂E vinklad, vinkel under 120°.
• Steriskt tal 4: AX₄ tetraedrisk; AX₃E trigonalt pyramidal; AX₂E₂ vinklad, vinklar under 109.5°.
• Steriskt tal 5: AX₅ trigonalt bipyramidal; AX₄E gungbräda (seesaw); AX₃E₂ T-formad; AX₂E₃ linjär.
• Steriskt tal 6: AX₆ oktaedrisk; AX₅E kvadratiskt pyramidal; AX₄E₂ kvadratiskt plan.

Varför fria elektronpar pressar ihop bindningsvinklar

Ett fritt elektronpar hålls av bara en kärna, så dess elektrontäthet breder ut sig bredare nära centralatomen än ett bindande par. Repulsionerna följer därför ordningen fritt par–fritt par > fritt par–bindande par > bindande par–bindande par, och varje tillagt fritt par pressar de återstående bindningarna närmare varandra.

Den tetraedriska familjen visar trenden. Metan, CH₄, utan fria elektronpar, har H–C–H-vinklar på 109.5°. Ammoniak, NH₃, med ett fritt par, har H–N–H-vinklar som är något mindre. Vatten, med två fria par, har en H–O–H-vinkel på 104.5°, värdet som anges i OpenStax Chemistry 2e. Flera bindningar har en liknande, mindre effekt, eftersom en dubbelbindning rymmer mer elektrontäthet än en enkelbindning.

VSEPR förutsäger riktningen på dessa avvikelser pålitligt, men inte deras exakta storlek. När en fråga ber om en vinkel i en molekyl med fria elektronpar, svara "något mindre än" idealvärdet om du inte har uppmätta data.

Räkneexempel: klortrifluorid och xenontetrafluorid

Klortrifluorid, ClF₃. Valenselektroner: 7 + 3(7) = 28. Tre Cl–F-enkelbindningar använder 6 elektroner, och att fullborda de tre fluoratomernas oktetter använder 3 × 6 = 18, sammanlagt 24. De återstående 4 elektronerna hamnar på klor som två fria elektronpar. Klor har tre bindningar och två fria elektronpar, så det är AX₃E₂ med steriskt tal 5 och trigonalt bipyramidal elektrondomängeometri.

Båda fria elektronparen tar ekvatoriella lägen. Det lämnar ett fluor i ekvatorplanet och två i de axiella lägena, så atomerna bildar en T-form. De fria paren trycker de axiella fluoratomerna mot den ekvatoriella, så F–Cl–F-vinklarna är något mindre än 90°. De tre Cl–F-bindningsdipolerna tar inte ut varandra i en T-form, så ClF₃ är polär.

Xenontetrafluorid, XeF₄. Valenselektroner: 8 + 4(7) = 36. Fyra Xe–F-bindningar använder 8 elektroner och fluorens fria elektronpar använder 4 × 6 = 24, sammanlagt 32. De återstående 4 elektronerna är två fria elektronpar på xenon. Med fyra bindningar och två fria elektronpar är xenon AX₄E₂, steriskt tal 6, oktaedrisk elektrondomängeometri.

I en oktaeder är alla lägen likvärdiga, så det första fria elektronparet kan placeras var som helst; det andra hamnar rakt mitt emot det, 180° bort, för att minimera repulsionen mellan fria par. De fyra fluoratomerna ligger då i ett plan med 90° till sina grannar: kvadratiskt plan. Varje Xe–F-bindning är polär, men motsatta bindningar pekar i exakt motsatta riktningar, så dipolerna tar ut varandra och XeF₄ är opolär.

Att addera bindningsdipoler för att bestämma molekylpolariteten

En bindning mellan atomer med olika elektronegativitet är polär, med en partiell negativ laddning (δ−) på den mer elektronegativa atomen. Varje bindningsdipol har en storlek och en riktning, så den beter sig som en vektor. Molekylens dipolmoment är vektorsumman av alla bindningsdipoler, vanligen redovisad i debye (1 D ≈ 3.336 × 10⁻³⁰ C·m).

Bindningsdipoler tar ut varandra när identiska bindningar är symmetriskt arrangerade kring centralatomen. Det gäller för linjära AX₂-, trigonalt plana AX₃-, tetraedriska AX₄-, trigonalt bipyramidala AX₅- och oktaedriska AX₆-molekyler när alla X-atomer är likadana, och även för de kvadratiskt plana AX₄E₂- och linjära AX₂E₃-formerna, där de fria elektronparen är symmetriskt arrangerade och varje bindning pekar rakt mot en identisk bindning. Andra kombinationer av form och substituenter lämnar i allmänhet en nettodipol.

Räkneexempel på jämförelse: svaveldioxid och svaveltrioxid. SO₂ har 6 + 2(6) = 18 valenselektroner; dess Lewisstruktur placerar två bindande domäner och ett fritt elektronpar på svavel (AX₂E), så molekylen är vinklad. De två S–O-dipolerna pekar delvis åt samma håll, deras summa är inte noll, och SO₂ är polär. SO₃ har 6 + 3(6) = 24 valenselektroner och tre bindande domäner utan fritt elektronpar på svavel (AX₃), så den är trigonalt plan. Tre lika stora dipoler med 120° mellan sig summerar till noll, och SO₃ är opolär trots att varje bindning i den är polär.

Vanliga misstag med form och polaritet

De flesta fel kommer av att man hoppar över Lewisstrukturen eller läser den platta ritningen på sidan som om den vore den verkliga formen. En snabb rutin fångar dem: rita Lewisstrukturen, räkna domäner på centralatomen, namnge elektrondomängeometrin, ta bort de fria elektronparen för att namnge molekylformen och addera sedan bindningsdipolerna i tre dimensioner.

En fysisk modell eller en noggrann kil- och streckskiss hjälper vid det sista steget. Om du kan vrida molekylen så att en bindningsdipol saknar partner som pekar åt motsatt håll är molekylen polär. Om varje bindning matchas av en identisk bindning på motsatt sida, eller av en symmetrisk uppsättning som tre bindningar med 120° mellan sig, är den opolär.

• Att namnge elektrondomängeometrin när frågan gäller molekylformen. Vattnets domäner är tetraedriska; dess form är vinklad.
• Att glömma fria elektronpar på centralatomen, vilket av misstag gör NH₃ till en trigonalt plan molekyl.
• Att räkna en dubbel- eller trippelbindning som två eller tre domäner.
• Att dra slutsatsen att en molekyl är polär för att dess bindningar är polära, utan att kontrollera om dipolerna tar ut varandra.
• Att bedöma symmetri utifrån en platt ritning. CH₂Cl₂ ser symmetrisk ut på papper men är tetraedrisk med två olika slags bindningar, så den är polär.
• Att placera fria elektronpar i axiella lägen i en trigonal bipyramid, vilket ger fel form för SF₄, ClF₃ och XeF₂.