Spis treści Metoda VSEPR Reguły określania struktury cząsteczek
advertisement
Spis treści 1 Metoda VSEPR 2 Reguły określania struktury cząsteczek 3 Ustalanie struktury przestrzennej 4 Typy geometrii cząsteczek — przykłady 4.1 Przykład 1 — określanie struktury BCl3 4.2 Przykład 2 — określanie struktury PCl3 4.3 Przykład 3 — określanie struktury SF 4.4 Przykład 4 — określanie struktury PF6‾ 5 Hybrydyzacja 5.1 Hybrydyzacja orbitali s i p 5.2 Hybrydyzacja z udziałem orbitali d 5.3 Przykład 1 —orbitale hybrydyzowane BCl3 5.4 Przykład 2 — orbitale hybrydyzowane NH3 5.5 Przykład 3 — hybrydyzacja w cząsteczce PCl5 Metoda VSEPR Metoda VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) polega na ocenie wzajemnego oddziaływania par elektronowych tworzących wiązanie pomiędzy atomem centralnym A a ligandami L oraz wolnych par elektronowych E rozmieszczonych wokół atomu centralnego. Dla cząsteczki o wzorze ogólnym należy określić ilość par elektronowych tworzących wiązania (n) oraz ilość wolnych par elektronowych atomu centralnego (m). O geometrii cząsteczki decyduje konieczność zapewnienia możliwie największej odległości pomiędzy sąsiadującymi parami elektronowymi. Wiedząc, ile grup (atomów i wolnych par elektronowych) musi zajmować przestrzeń wokół atomu centralnego, można określić przestrzenne rozmieszczenie tych grup. Reguły określania struktury cząsteczek Pary elektronów tworzące wiązania oddziałują z wolnymi parami elektronów zajmując położenia jak najbardziej oddalone od siebie. Najsilniej odpychają się dwie wolne pary elektronowe, słabiej wolna para elektronowa i para tworząca wiązanie, najsłabiej pary elektronowe tworzące wiązania. Siły odpychania par elektronowych wiązań zmniejszają się w miarę wzrostu elektroujemności ligandów. Siły odpychania wolnych par elektronowych zmniejszają się w miarę wzrostu promienia atomu centralnego. Ustalanie struktury przestrzennej Określenie atomu centralnego i ligandów (wzór cząsteczki) Określenie liczby elektronów walencyjnych atomu centralnego Określenie liczby elektronów wykorzystywanych do utworzenia wiązań σ Określenie liczby wolnych par elektronowych Określenie liczby elektronów wykorzystywanych do utworzenia wiązań typu π Określenie łącznej liczby par elektronowych Określenie typu struktury Określenie geometrii cząsteczki Typy geometrii cząsteczek — przykłady Ilość par elektronowych Geometria 2 liniowa 3 płaska trygonalna 4 tetraedryczna 5 piramida trygonalna podwójna 6 oktaedryczna Przykład 1 — określanie struktury BCl3 Atom centralny — bor . Liczba elektronów walencyjnych boru — 3. Liczba elektronów boru wykorzystanych do utworzenia wiązań — 3. Liczba elektronów ligandów wykorzystanych do utworzenia wiązań — 3 . Liczba wolnych par elektronowych boru, 0 Liczba par elektronowych, . Typ struktury (AL3). Geometria cząsteczki trygonalna (trójkąt równoboczny, kąty między wiązaniami B-Cl, 120°). Przykład 2 — określanie struktury PCl3 Atom centralny — fosfor . Liczba elektronów walencyjnych fosforu — 5. Liczba elektronów atomu centralnego wykorzystanych do utworzenia wiązań — 3. Liczba elektronów ligandów wykorzystanych do utworzenia wiązań — 3. Liczba elektronów wolnych par elektronowych — 2. . Liczba par elektronowych — 4. Typ struktury AL3E. Geometria piramidy trygonalnej, ze względu na obecność wolnej pary elektronowej (kąty między wiązaniami P-Cl < 109°28’). Przykład 3 — określanie struktury SF Atom centralny — siarka . Liczba elektronów walencyjnych siarki — 6. Liczba elektronów siarki tworzących wiązanie — 4. Liczba elektronów ligandów tworzących wiązanie — 4. Liczba elektronów par elektronowych siarki — 2. . Liczba par elektronowych, . Typ struktury AL4E. Geometria piramidy trygonalnej podwójnej . Przykład 4 — określanie struktury PF6‾ Atom centralny — fosfor . Liczba elektronów walencyjnych fosforu, 5. Liczba elektronów fosforu tworzących wiązanie, 5. Liczba elektronów ligandów tworzących wiązanie, 6. Liczba wolnych par elektronowych fosforu — 0. Liczba elektronów ładunku anionu — 1. . Liczba par elektronowych, . Typ struktury AL6 Geometria oktaedryczna (kąty między wiązaniami P-F, 90°). Hybrydyzacja Hybrydyzacja polega na tworzeniu superpozycji (dodawania lub odejmowania) orbitali należących do tej samej powłoki energetycznej. *Hybrydyzacja tłumaczy powstawanie równocennych energetycznie wiązań kowalencyjnych, umożliwia również przewidywanie przestrzennej struktury cząsteczek. Hybrydyzacja orbitali s i p Atom zawierający tylko orbitale s i p w swojej powłoce walencyjnej może utworzyć 3 typy orbitali zhybrydyzowanych: . Hybrydyzacji odpowiada cząsteczka liniowa. Hybrydyzacji odpowiada cząsteczka trójkątna płaska. Hybrydyzacji odpowiada cząsteczka tetraedryczna . Hybrydyzacja z udziałem orbitali d Z udziałem orbitali d mogą powstać następujące typy orbitali zhybrydyzowanych: . Hybrydyzacja oktaedryczna narożom ośmiościanu. , gdzie powstaje 6 równoważnych orbitali skierowanych ku Hybrydyzacja kwadratowa , gdzie powstają 4 równoważne orbitale skierowane ku wierzchołkom kwadratu w płaszczyźnie xy. Hybrydyzacja tetraedryczna , gdzie powstają 4 równoważne orbitale skierowane ku narożom czworościanu. Hybrydyzacja bipiramidalna , gdzie powstaje 5 orbitali skierowanych ku narożom piramidy trygonalnej podwójnej. Hybrydyzacja piramidalna tetragonalnej. Hybryda sp przyjęta np: dla obu atomów węgla w etynie Hybryda sp2 przyjęta dla np: na obu atomów węgla w etenie Hybryda sp3 — przyjęta dla np: atomu węgla w metanie. , gdzie powstaje 5 orbitali skierowanych ku narożom piramidy Przykład 1 —orbitale hybrydyzowane BCl3 Konfiguracja elektronowa boru w stanie podstawowym B . Z orbitali atomowych 2s i 2p powstają 3 orbitale zhybrydyzowane elektronami. , które są obsadzone 3 W wyniku nakładania się 3 orbitali zhybrydyzowanych atomu boru z orbitalami atomów chloru powstają 3 wiązania (struktura cząsteczki trygonalna). trzech Przykład 2 — orbitale hybrydyzowane NH3 Konfiguracja elektronowa azotu w stanie podstawowym N . Z orbitali atomowych 2s i 2p powstają 4 orbitale zhybrydyzowane , które są obsadzone 5 elektronami Dwa elektrony zajmują orbital niewiążący (jest to para elektronowa nie biorąca udziału w wiązaniu). Pozostałe 3 elektrony zajmujące orbitale zhybrydyzowane uczestniczą w tworzeniu wiązań , w wyniku nakładania się zhybrydyzowanych orbitali atomu azotu z orbitalami 1s trzech atomów wodoru (struktura cząsteczki tetraedryczna). Przykład 3 — hybrydyzacja w cząsteczce PCl5 Konfiguracja elektronowa fosforu w stanie podstawowym P . Z orbitali atomowych 3s, 3p, 3d powstaje 5 orbitali zhybrydyzowanych, które są obsadzone 5 elektronami. W wyniku nakładania się 5 orbitali zhybrydyzowanych atomu fosforu z orbitalami 3p pięciu atomów chloru, powstaje 5 wiązań σ skierowanych ku narożom podwójnej piramidy trygonalnej.
