POLSKIE WWW   ŚWIATOWE WWW
Układ okresowy Powłoki Obliczenia Definicje Linki do tematu
Wiązania chemiczne Chemia ogólna		POWRÓT
Przewidywanie geometrii cząsteczek - VSEPR Co to jest VSEPR Na podstawie wiedzy przedstawionej w poprzednim rozdziale wiadomo jest, że na podstawie znajomości struktury elektronowej atomów i różnych możliwości typów hybrydyzacji można przewidzieć kształt cząsteczek i kąty pomiędzy wiązaniami w cząsteczkach. Najprostszą metodą, któta pozwala nam przewidywać przestrzeną budowę cząsteczek jest metoda VSEPR (Valence Shell Elektron Pair Repulsion - odpychanie się par elektronowych powłoki walencyjnej) Istotą tej metody jest ocena wzajemnego oddziaływania na siebie par elektronowych wiązań pomiędzy atomem centralnym A a ligandami L oraz wolnych par elektronowych E rozmieszczonych wokół atomu centralnego A. W wyniku tego oddziaływania chmury elektronowe pochodzące od par elektronowych wiązań i wolnych par elektronowych atomu centralnego A zajmują w przestrzeni położenia jak najbardziej oddalone od siebie. Wzór ogólny takiej cząsteczki możemy zapisać wzorem ALnEm gdzie: n - ilość par elektronowych wiązań, m - ilość wolnych par elektronowych atomu centralnego Znając łączną liczbę par elektronowych można określić ich spodziewane położenie, a więc kąty między wiązaniami w cząsteczce. W zależności od ilości par elektronowych wiązań (n) i wolnych par elektronowych (m) cząsteczka może przyjąć następujące struktury Geometria VSEPR Ilość par elektronowych (n +m) Geometria 2 liniowa 3 trygonalno płaska 4 tetraedryczna 5 piramida trygonalna podwójna 6 oktaedr Ponieważ na kierunkach wiązań występują atomy lub małe grupy atomów (ligandy) z dużym przybliżeniem możemy przedstawić (narysować) budowę cząsteczki. Jeżeli w cząsteczce mamy tylko dwie pary elektronów (n + m =2) wykorzystane do utworzenia wiązań to największą odległość między chmurami elektronowymi zapewnia struktura liniowa (patrz rysunek) Dla trzech par elektronów (n + m = 3) najbardziej korzystnym jest rozmieszczenie chmur elektronowych na jednej płaszczyznie i kątach między wiązaniami 120o (patrz rysunek)- struktura trygonalno-płaska. Odpowiednio przy czterech parach (n + m = 4) elektronowych korzystnym dla cząsteczki jest przyjęcie struktury tetraedrycznej w której kąty między dwoma wiązaniami są jednakowe i odpowiadają kątom czworościanu foremnego - 109,5o (patrz rysunek). Przy pięciu parach elektronów (n + m = 5) cząsteczka ma budowę podwójnej piramidy trójkątnej (patrz rysunek) oraz odpowiednio dla sześciu par elektronowych (n + m = 6) oktaedru (patrz rysunek) Idealne struktury, takie jakie zostały przedstawione na rysunkach wyżej osiągniemy jeżeli na atmie centralnym nie występują wolne pary elektronowe a na kierunkach wiązań będziemy mieli do czynienia z takimi samymi ligandami. W przypadku kiedy na atomie centralnym pojawią się pary elektronowe i ligandy będą różne, siły odpychania chmur elektronowych zmieniają się co prowadzi do zmiany kątów między wiązaniami. Cząsteczka dalej zachowuje swoją strukturę (tabela wyżej), ale wzajemne położenie ligandów zmienia się, wskutek zmiany kątów między wiązaniami. Określenie prawdopodobnej struktury cząsteczek Dla określenia prawdopodobnej struktury cząsteczek przyjmujemy następujące reguły: atomy w cząsteczkach łączą się z wykorzystaniem par elektronowych (wiązania sigma i pi) niektóre atomy w cząsteczkach posiadają wolne pary elektronowe nie tworzące wiązań chemicznych pary elektronowe wiązań i wolne pary elektronowe zajmują w przestrzeni położenia jak najbardziej oddalone od siebie najsilniej odpychają się dwie wolne pary elektronowe, słabiej wolna para elektronowa i chmura elektronowa wiązania, najsłabiej chmury elektronowe dwóch wiązań siły odpychania chmur elektronowych wiązań zmniejszają się w miarę wzrostu elektroujemności ligandu siły odpychania wolnych par elektronowych zmniejszają się w miarę wzrostu promienia atomu centralnego Dla określenia prawdopodobnej struktury cząsteczek postępujemy w następującej kolejności: określamy atom centralny i ligandy oraz rysujemy wzory Lewisa dla tej cząsteczki określamy ilość elektronów walencyjnych atomu centralnego określamy ilość elektronów ligandów wykorzystanych do utworzenia wiązań określamy ilość elektronów pochodzącą od donora par elektronowych (np. NH3) określamy ilość elektronów atomu centralnego wykorzystaną do utworzenia wiązań typu pi (podwójne i potrójne) obliczamy sumę elektronów obliczamy łączną ilość par elektronowych dzieląc obliczoną sumę elektronów przez 2 określenie typu struktury przez porównie z tabelą (patrz wyżej) lub z rysunkami wzorcowymi korekta kątów między wiązaniami na podstawie reguł opisanych wyżej Przykłady Metan Struktura Lewisa: Atom centralny: węgiel Ilość elektronów walencyjnych atomu centralnego: 4 Ilość elektronów ligandów - 4 atomy H: 4 Razem: 8 Obliczamy ilośc par elektronowych dzieląc przez 2 4 4 pary elektronów - struktura tetraedryczna Amoniak Struktura Lewisa: Atom centralny: amoniak Ilość elektronów walencyjnych atomu centralnego: 5 Ilość elektronów ligandów - 3 atomy H: 3 Razem: 8 Obliczamy ilośc par elektronowych dzieląc przez 2 4 4 pary elektronów - struktura tetraedryczna BF3 Struktura Lewisa: Atom centralny: bor Ilość elektronów walencyjnych atomu centralnego: 3 Ilość elektronów ligandów - 3 atomy F: 3 Razem: 6 Obliczamy ilość par elektronowych dzieląc przez 2 3 3 pary elektronów - struktura trygonalna Propen Struktura Lewisa: Atom centralny: węgiel (MeCH=CH2) Ilość elektronów walencyjnych atomu centralnego: 4 Ilość elektronów ligand Me(CH3) - 1 grupa: 1 Ilość elektronów ligand H - 1 H: 1 Ilość elektronów ligand =CH2 - 1 elektron sigma: 1 ilość elektronów atomu centralnego wykorzystaną do utworzenia wiązań typu pi -1 Razem: 6 Obliczamy ilośc par elektronowych dzieląc przez 2 3 3 pary elektronów - struktura trygonalna PF6- - anion Struktura Lewisa: Atom centralny: fosfor Ilość elektronów walencyjnych atomu centralnego: 5 Ilość elektronów ligandów - 6 atomów F: 6 Ilość elektronów ładunku anionu: 1 Razem: 12 Obliczamy ilośc par elektronowych dzieląc przez 2 6 6 par elektronów - struktura oktaedryczna Przykłady różnych struktur Struktury liniowe AL2 Przykłady z wiązaniem pojedyńczym : Przykładem jest cząsteczka BeCl2 Cl - Be - Cl Przykłady z wiązaniem podwójnym Przykładem jest cząsteczka CO2 i CS2 O = C = O               S = C = S > AL2 AL2 Struktura trygonalna Zawiera dwie rodziny : AL3 AL2E Trygonalna płaska Kątowa Przykłady z wiązaniem pojedynczym BCl3 i SnCl2: B Sn [He] 2s2 2p1 [Kr] 4d10 5s2 5p2 AL3 AL2E Przykłady z wiązaniami wielokrotnymi SO3, O3 i NSF : S O N [Ne] 3s2 3p4 [He] 2s2 2p4 [He] 2s2 2p3 AL3 AL2E AL2E Struktura tetraedryczna Struktura ta posiada trzy rodziny: AL4 AL3E AL2E2 Tetraedryczna Trygonalno piramidalna Kątowa Przykłady z wiązaniami pojedyńczymi - SiF4, PCl3, Cl2O: Si P O [Ne] 3s2 3p2 [Ne] 3s2 3p3 [He] 2s2 2p4 AL4 AL3E AL2E2 Przykłady z wiązaniem wielokrotnym - POCl3, SO42-: P S [Ne] 3s2 3p1 [Ne] 3s2 3p4 AL4 AL4 Struktura piramidy trygonalnej podwójnej Struktura ta posiada cztery rodziny: AL5 AL4E AL3E2 AL2E3 Piramida trygonalna podwójna Piły T-kształt Liniowa Przykłady z wiązaniem pojedyńczym : P S Cl I [Ne] 3s2 3p3 [Ne] 3s2 3p4 [Ne] 3s2 3p5 [Kr] 4 d10 5s2 5p5 AL5 AL4E AL3E2 AL2E3 Przykłady z wiązaniami wielokrotnymi : S I [Ne] 3s2 3p4 [Kr] 4 d105s2 5p5 AL5 AL4E Struktura oktaedryczna Struktura ta ma trzy rodziny: AL6 AL5E AL4E2 Oktaedryczna Kwadratowa piramidalna Kwadratowa płaska Przykłady z wiązaniem pojedyńczym: S Br I [Ne] 3s2 3p4 [Kr] 3 d10 4s2 4p5 [Kr] 4 d10 5s2 5p5 AL6 AL5E AL4E2 Przykłady z wiązaniem wielkokrotnym : I Xe [Kr] 4 d10 5s2 5p5  [Kr] 4 d10 5s2 5p6 AL6 AL5E POWRÓT DALEJ
Pojęcia i prawa/ Reakcje chemiczne/ Budowa atomu/ Powłoki elektronowe/ Układ okresowy/ Wpływ budowy/ Wiązania chemiczne/ Energetyka/ Roztwory/ Elektrolity/ Procesy "Redox"/ Elektrochemia/ Nieorganiczna/ Organiczna/ Chemia w przemysle/ Spis treści serwisu - liceum/ Kontakt z autorem strony/