(Microsoft PowerPoint - Wyk\263ad_18_VSEPR [tryb zgodno\234ci])

Teoria VSEPR
(Valence Shell Electron Pair Repulsion)
Repulsion)
zaprezentowana w 1940 roku (Sidgwick i Powell).
O budowie przestrzennej cząsteczki decyduje łączna liczba elektronów
walencyjnych wokół atomu centralnego oraz orientacja przestrzenna obszarów
orbitalnych, w których mieszczą się te elektrony
cząsteczka
metanu
Podstawy teorii VSEPR
•Podstawowy kształt cząsteczki może zostać określony na
podstawie wzorów Lewisa, a jeszcze lepiej na podstawie
hybrydyzacji
•Cząsteczka - układ złożony z atomu centralnego oraz
otaczających go innych atomów bądź par elektronowych
•Wszystkie składniki cząsteczki odpychają się nawzajem,
tak aby znajdowały się jak najdalej od siebie
•VSEPR można zastosować nawet dla atomów, które nie
spełniają reguły oktetu
W teorii VSEPR kształt cząsteczki
(geometria o najmniejszym odpychaniu)
zależy od ilości par elektronowych
2 „pa
pary
ry elektronowe”
elektronowe”
180º
:
A
:
kształt cząsteczki - liniowy
3 „pa
pary
ry elektronowe”
elektronowe”
120º
:
A
kształt cząsteczki – płaski trójkąt
Przykład – jon NO3O
N
O
O
N
O
O
O
O
N
O
O
N
O
O
identyczne wszystkie długości wiązań,
pośrednie pomiędzy N-O a N=O
O
∠(O-N-O) = 120o
4 „pa
pary
ry ele
elektronowe”
ktronowe”
109.5º
A
tetraedr
etraedr
Jon SO42O
O
O
S
S
S
-O
O
O
-O
O
O
O
O
etc.
O
2O
S
O
O
O
Tetraedr , ∠( O-S-O) = 109.5o
5 „pa
parr ele
elektronowych”
ktronowych”
bip
ipiiramida
trygonalna
90º
:
A
120º
6 „pa
parr ele
elektronowych”
ktronowych”
oktaedr
90º
A
cd.
Przykład dla 2 różnych atomów centralnych
VSEPR rozpatrujemy oddzielnie dla każdego z atomów
• C nr1 – tetraedr
• C nr 2 – płaski trójkąt
Reguły te nie są jednak wystarczające. Wprowadza się
dodatkowe założenia, dla związków które posiadają wolne
pary elektronowe. Pary te, zgodnie z regułami podanymi
powyżej liczy się bowiem dokładnie tak samo jak wiązania
chemiczne.
Dlatego też przyjmuje się, że odpychanie elektrostatyczne
kształtuje się według swojej mocy w szeregu:
wolna pary
- wolna para
>
wolna para
- para wiążąca
>
para wiążąca
- para wiążąca
kąt pomiędzy wiązaniami dla niektórych cząsteczek
posiadających wolne pary elektronowe
109.5º
107º
H
H
C
H
105º
H
H
H
H
N
H
H
O
Wolna para odpycha silniej niż para tworząca wiązanie σ (WP> σP)
WP
0
CH4
109o28’
1
NH3
107o3’
2
H 2O
104o5’
im większy atom centralny tym słabsze odpychanie par σ
1 WP
NH3
107o3’
PH3
93o3’
AsH3
91o8’
2 WP
H 2O
104o5’
H 2S
93o
H2Se
91o
SbH3
91o3’
sp3
NH3
107o3’
H2O
104o5’
F2O
102o1’
NF3
102o1’
ale
Cl2O
111o
Br2O
116o5’
+ rozmiar (efekt sferyczny)
odpychanie par σ maleje ze wzrostem
elektroujemności liganda
Dla 3 par elektronowych, w tym jednej wolnej
B
B
A
∠(B
B-A-B) będzie
mniejszy niż 120o.
4 pary elektronowe
1 niewiążąca
A
B
B
B
BrO3-
..
:O
..
..
Br
:O:
..
..
O:
..
4 pary elektronowe
2 niewiążące
A
B
B
5 par elektronowych
1 para niewiążąca
B
B
A
B
B
5 par, w tym 2 niewiążące
Kształt litery T
B
B
A
B
liniowa
płaski trójkąt
tetraedr
bipiramida trygonalna
oktaedr
PODSUMOWANIE TEORII VSEPR (OGRANICZENIA)
1. Stosuje się tylko do pierwiastków p-elektronowych i tylko dla
wiązań kowalencyjnych.
2. Problem definicji powłoki walencyjnej (efekt nieczynnej pary s)
np.: TeCl62– (14 czy 12 elektronów walencyjnych?)
TeF62–
3. VSEPR zawodzi, gdy wiązania w dużym stopniu zdelokalizowane
np.: C(CN)3–, C(NO2)3– , (SiH3)N płaskie zamiast piramidy trygonalnej,
lub symetria atomów mostka np. M–O–M (liniowa zamiast kątowej)
SiH3
N(CH3)3
N
CH3
H3C
H3Si
N
N(SiH3)3
SiH3
CH3
Okazuje się jednak, że nawet dla układów gdzie teoria ta powinna
być dobra podane reguły są przybliżone. Np. wiązanie podwójne
(traktowane w teorii VSEPR jak pojedyncze) zajmuje więcej
miejsca.
H
H
C
H
117º
a nie
120 o
C
F
F
H
B
F
120º
PODSUMOWANIE TEORII VSEPR (ZALETY)
1. Łatwo pozwala przewidzieć strukturę cząsteczki
2. Wprowadziła zasadę: związki izoelektronowe = izostrukturalne
3. Wskazała na rolę wolnych par elektronowych
a) wpływ na wybór geometrii
b) wpływ na deformację
c) moment dipolowy
d) właściwości zasadowe (w sensie Brønsteda i Lewisa)
4. Pozwala na przewidywanie właściwości i reaktywności
(właściwości kwasowo-zasadowe)
Typ Cząsteczki:
A - atom
centralny
Liczba
X - ligandy
przestrzenna
E - wolne pary
elektronowe
Typ
hybrydyzacji
AX1En
Kształt
cząsteczki
Rozmieszczeni
e elektronów
(na żółto
zaznaczono
wolne pary
elektronowe)
Geometria
cząsteczki
Przykłady
cząsteczka
dwuatomowa
HF, O2
AX2E0
2
sp
linia
BeCl2, HgCl2,
CO2
AX2E1
3
sp2
Kształt litery V
NO2−, SO2, O3
AX2E2
4
sp3
Kształt litery V
H2O, OF2
AX2E3
5
sp3d[2]
linia
XeF2, I3−
AX3E0
3
sp2
trójkąt
równoboczny
BF3, CO32−,
NO3−, SO3
AX3E1
4
sp3
piramida
trygonalna
NH3, PCl3
AX3E2
5
sp3d[2]
kształt litery T
ClF3, BrF3
AX4E0
4
sp3
tetraedr
CH4, PO43−,
SO42−, ClO4−
AX4E1
5
sp3d[2]
nieregularny
tetraedr
SF4
AX4E2
6
sp3d2[2]
kwadrat, płaski
XeF4
AX5E0
5
sp3d[2]
bipiramida
trygonalna
PCl5
AX5E1
6
sp3d2[2]
piramida
kwadratowa
ClF5, BrF5
AX6E0
6
sp3d2[2]
oktaedr
SF6
XeF6
IF7
AX6E1
7
sp3d3[2]
piramida
pentagonalna
AX7E0
7
sp3d3[2]
bipiramida
pentagonalna
Geometria
3 Pary
4 Pary
5 Par
6 Par