vsepr, chemia, chemia nieorganiczna

KSZTAŁTY CZĄSTECZEK I JONÓW. METODA VSEPR
Teoria VSEPR (ang. Valence Shell Electron Pair Repulsion – odpychanie się elektronów powłoki
walencyjnej) jest uproszczonym sposobem przewidywania kształtu kowalencyjnych cząsteczek
pierwiastków grup głównych układu okresowego (grup 1, 2 oraz 13 do 18) w oparciu o elektrostatyczne
oddziaływania między sobą elektronów powłok walencyjnych połączonych ze sobą atomów. Metoda ta
została opracowana w 1940 roku przez N. V. Sidgwicka i H.M. Powella, a później rozwinięta przez
R. Gillespie’ego oraz R. Nyholma (w 1957 r). Według niej o budowie przestrzennej cząsteczki decyduje
łączna liczba elektronów walencyjnych wokół atomu centralnego oraz orientacja przestrzenna obszarów
orbitalnych, w których mieszczą się te elektrony.
Wiązania chemiczne oraz wolne pary elektronowe są obszarami o dużej gęstości elektronów
(domeny elektronowe). Zgodnie z prawem Kulomba jednoimienne ładunki odpychają się, a w związku
z tym niewiążące pary elektronowe (ew. niesparowane elektrony) oraz elektrony wiązań chemicznych
zajmują takie położenia wokół atomu centralnego, aby siły ich wzajemnego odpychania się były możliwie
jak najmniejsze.
Siłę odpychania się par elektronowych można jakościowo uszeregować malejąco w kolejności:
1.
Najsilniej odpychają się miedzy sobą niewiążące pary elektronowe,
2.
Słabsze są oddziaływania niewiążących par elektronowych z elektronami wiązań chemicznych,
3.
Najsłabiej odpychają się pary elektronowe wiązań chemicznych.
W końcu lat 90 XX wieku R. Gillespie i E. Robinson opracowali rozszerzenie teorii VSEPR
nazywane modelem najgęstszego upakowania ligandów (ang. LCP – skrót od ligand close packing).
Zamiast siły odpychania się par elektronowych w tym modelu rozważa się jakościowo objętości
zajmowane przez pary elektronowe wiązań oraz niewiążące pary elektronowe, a także wpływ
elektroujemności tworzących cząsteczkę pierwiastków na objętości wiążących par elektronowych.
Prowadzi to do równoważnych do metody VSEPR reguł, pozwalających dodatkowo przewidywać
dokładniej kierunek zmian kątów walencyjnych w zależności od elektroujemności pierwiastków
tworzących cząsteczki lub jony:
1. Wolne pary elektronowe zajmują więcej przestrzeni niż pary wiążące,
2. Pierwiastki o większej elektroujemności silniej wiążą pary elektronowe, a więc pary wiążące
z tymi pierwiastkami zajmują nieco mniejszą przestrzeń,
3. Wiązania wielokrotne potrzebują więcej przestrzeni dla par wiążących niż wiązania pojedyncze.
Zarówno metoda VSEPR jak i LCP dotyczy tylko związków o zlokalizowanych parach
elektronowych utworzonych z pierwiastków grup głównych. Reguły obu metod stosuje się najczęściej pod
nazwą VSEPR.
1
Aby przy użyciu metody VSEPR (lub LCP) przystąpić do określenia kształtu cząsteczki AX
m
E
n
(gdzie: A symbolizuje atom centralny;
m
jest liczba podstawników X przy atomie centralnym, a
n
jest
liczbą wolnych par elektronowych E przy atomie centralnym) należy:
1.
Narysować poprawny wzór Lewisa dla rozpatrywanej cząsteczki (w zasadzie wystarcza tylko
znajomość sekwencji atomów),
2.
Wyznaczyć liczbę wiążących par
m
elektronowych przy atomie centralnym (nazywaną
również liczbą par elektronowych tworzących wiązania σ – jest to po prostu liczba
podstawników (ligandów) otaczających rozpatrywany atom centralny (między dwoma
atomami może występować tylko jedno wiązanie σ),
3.
Wyznaczyć liczbę wolnych par elektronowych przy atomie centralnym
n
ze wzoru:
n =1/2(V + C – O)
gdzie;
V
– liczba elektronów walencyjnych atomu centralnego,
C
– liczba ładunków ujemnych jonu (ładunki dodatnie odejmuje się, a jeśli określamy kształt
obojętnej cząsteczki, to C = 0),
O
– liczba elektronów potrzebnych do uzupełnienia oktetów (dubletów) atomów otaczających
atom centralny.
Sumę
n + m
nazywa się liczbą przestrzenną
Lp
(lub liczbą orbitali zhybrydyzowanych
LH).
Uwaga! – ze względów formalnych ładunek jonu
C
umieszcza się na atomie centralnym
i przy takim założeniu oblicza się liczbę elektronów potrzebnych do uzupełnienia oktetów
(dubletów) atomów otaczających atom centralny
O
.
Jeżeli suma elektronów walencyjnych atomu centralnego i otaczających go atomów jest
nieparzysta lub liczba wolnych par elektronowych (również liczba przestrzenna) jest połówkowa,
to mamy do czynienia z
rodnikami
. Niektóre rodniki są dość trwałe termodynamicznie ale
zazwyczaj bardzo reaktywne chemicznie. Mniej reaktywne rodniki spotykane w chemii
nieorganicznej to tlenek azotu(II) NO (11 elektronów walencyjnych), tlenek azotu(IV) NO
2
(17 e.
w.) i ClO
2
(19 e. w.). Pojedynczy elektron znajdujący się na orbitalu niewiążącym słabiej odpycha
się z parami elektronowymi wiązań niż wolna para elektronowa (patrz
przykład n
).
Niesparowany elektron umieszcza się zawsze we wzorze Lewisa na atomie o niższej
elektroujemności, a jego wpływ na kształt cząsteczki jest znikomy.
2
Liczba przestrzenna (liczba orbitali zhybrydyzowanych) określa dla
atomu centralnego kierunki, w jakich rozmieszczone są ligandy i wolne pary
elektronowe. Rzeczywisty kształt cząsteczki określa się pomijając wolne pary
elektronowe.
Nazwy kształtów cząsteczek dla poszczególnych liczb przestrzennych oraz liczb wolnych par
elektronowych podaje Tabela 1.
Tabela 1
. Otoczenie elektronowe atomu centralnego oraz kształt cząstek w zależności od liczby
przestrzennej oraz liczby wolnych par elektronowych (kolorem żółtym zaznaczono wolne pary
elektronowe)
Lp
Typ
cząsteczki
Hybrydy-
zacja
Otoczenie
elektronowe
Kształt
cząsteczki
Geometria
cząsteczki
Przykłady
2
AX
2
E
0
sp
Linia
BeCl
2
, CO
2
sp
2
Zgięty
NO
2
−
, SO
2
, O
3
3
AX
2
E
1
(kątowy lub
Litera V)
3
AX
3
E
0
sp
2
Trójkąt
BF
3
, CO
3
2−
, NO
3
−
,
SO
3
4
AX
2
E
2
sp
3
Zgięty
(kątowy lub
H
2
O, OF
2
Litera V)
4
AX
3
E
1
sp
3
Piramida
trygonalna
NH
3
, PCl
3
4
AX
4
E
0
sp
3
Tetraedr
CH
4
, PO
4
3−
,
SO
4
2−
, ClO
4
−
5
AX
2
E
3
sp
3
d
Linia
XeF
2
, I
3
−
3
5
AX
3
E
2
sp
3
d
Litera T
ClF
3
, BrF
3
5
AX
4
E
1
sp
3
d
Bisfenoid
Zniekszt.tetraedr
(huśtawka)
SF
4
5
AX
5
E
0
sp
3
d
Bipiramida
trygonalna
PCl
5
6
AX
4
E
2
sp
3
d
2
kwadrat
XeF
4
6
AX
5
E
1
sp
3
d
2
Piramida
kwadratowa
ClF
5
, BrF
5
6
AX
6
E
0
sp
3
d
2
Oktaedr
SF
6
sp
3
d
3
Piramida
6
AX
6
E
1
pentagonalna
XeF
6
7
AX
7
E
0
sp
3
d
3
Bipiramida
pentagonalna
IF
7
Rysunki pochodzą z:
Kształty cząsteczek lub jonów podane na rysunkach pokazują kierunki „wyidealizowane”
(wynikają one z założenia, że wszystkie oddziaływania są jednakowe). Kierunki te odpowiadają
podanemu obok typowi hybrydyzacji atomu centralnego. W rzeczywistości różnice w mocy
oddziaływań oraz przesunięcia elektronów w kierunku atomów o większej elektroujemności
odkształcają nieco kształty cząstek. Rozszerzona teoria VSEPR jest w stanie dla większości
4
przypadków te odkształcenia przewidzieć jako zmniejszenie lub zwiększenie kątów walencyjnych
w stosunku do kształtu „idealnego”
Przykłady
a)
Cząsteczka typu AX
2
E
0
(m = 2, n = 0), liczba przestrzenna Lp = 2
..
..
dygonalna
(+1)
(-1)
..
BeCl
2
(gaz)
Cl Be Cl
:
..
..
:
, N
2
O N N O , CO
2
O C O
:
..
:
Ze wzorów Lewisa wynika , że dla wszystkich cząsteczek
m = 2
(atom centralny otaczają tylko
dwa inne atomy)
BeCl
2
n =1/2(V + C – O) = ½(2 + 0 - 2) = 0
N
2
O
n =1/2(V + C – O) = ½(5 + 0 - 5) = 0
CO
2
n =1/2(V + C – O) = ½(4 + 0 - 4) = 0
stąd
dla wszystkich cząsteczek
w tym przykładzie
Lp = 2 + 0 = 2
Geometria wokół atomu centralnego (hybrydyzacja sp)
jest dygonalna,
a kształt cząsteczek typu AX
2
E
0
– liniowy.
Określ kształt cząsteczek C
2
H
2
i HCN, rozważ 2 izomery HCN i HNC
b) Cząsteczka typu AX
2
E
1
(m = 2, n = 0), liczba przestrzenna Lp = 3
SO
2
18e
..
ozon O
3
18e
..
trygonalna
O
.
.
.
.
.
.
.
.
..
..
..
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
..
..
(+1)
(-1)
..
.
..
O
O
O
O
..
S
O
..
O
:
O
O
rezonans
A
X
X
Ze wzorów Lewisa wynika , że
dla wszystkich cząsteczek
m = 2
(atom centralny otaczają tylko
dwa inne atomy)
SO
2
n =1/2(V + C – O) = ½(6 + 0 - 4) = 1
O
3
n =1/2(V + C – O) = ½(6 + 0 - 4) = 1
5
S

zanotowane.pl

doc.pisz.pl

pdf.pisz.pl

alter.htw.pl