Kształt cząsteczki

Do przewidywania struktur cząsteczek używamy struktur Lewisa wraz z teorią odpychania par elektronów w powłoce walencyjnej. Chodzi o to, że elektrony na wypełnionych orbitalach będą się odpychać, ponieważ mają ten sam ładunek (tak jak odpychają się magnesy o tej samej polaryzacji).

1. Wszystkie pary elektronów, zarówno pary wiążące, jak i pary samotne, są ważne w określaniu kształtu cząsteczki.
2. Pary wiążące są mniejsze niż pary samotne, ponieważ są 2 dodatnio naładowane jądra przyciągające je.
3. Wiązania pojedyncze są mniejsze niż wiązania podwójne, a wiązania podwójne są mniejsze niż wiązania potrójne.
4. Jeśli atom centralny (A) jest otoczony przez różne atomy (B i C) w cząsteczce ABxCy, względne rozmiary B i C mogą wpływać na strukturę cząsteczki.

Pierwszym krokiem jest skonstruowanie najlepszej struktury Lewisa cząsteczki. Przyjrzyjmy się kilku przykładom: CH4, NH3, BH3

Pary elektronowe na atomie centralnym będą ułożone w taki sposób, aby zmaksymalizować ich odległość od pozostałych. Dwie pary będą zawsze oddalone od siebie o 180 stopni, w układzie liniowym. Trzy pary będą oddalone od siebie o 120 stopni w układzie trygonalnym. Cztery pary będą ułożone w czworościan foremny, oddalone od siebie o 109 stopni. Gdy jest 5 par elektronów, istnieją dwa możliwe układy: dwupiramida trygonalna (kąty 90 i 120 stopni) i piramida kwadratowa (kąty 90 stopni). Bipiramida trygonalna ma najniższą energię, ale struktura piramidy kwadratowej jest dość bliska i również jest ważna. Gdy jest 6 par elektronów, zajmują one wierzchołki ośmiościanu (kąty 90 stopni).

Metan i amoniak mają po 4 pary elektronów, ułożone w czworościan. W amoniaku tylko trzy z tych par są związane z innym atomem. Boran ma 3 pary elektronowe i musi być trójkątny.

Geometria koordynacyjna

Obie wiążące i niewiążące pary elektronowe określają strukturę, ale geometrię cząsteczek nazywamy zgodnie z rozmieszczeniem atomów.

Pary elektronowe	0 samotnych par	1 samotna para	2 samotne pary	3 samotne pary
2 pary e- pary	liniowe	liniowe	nikt	nikt
3 e- pary	trygonalne	bentonalne	liniowe	nigdy
4 e- pary	tetraedryczne	tragonalne piramidalne	bentonalne	liniowe
5 e- pary	trójkątny dwupiramidowy	disphenoidal	T-kształtny	liniowy
6 e- pary	oktaedryczne	piramidalne kwadratowe	planarne kwadratowe	T-kształtny

Prawdziwe kąty wiązań będą zazwyczaj zniekształcone w stosunku do kątów idealizowanych na powyższych rysunkach, ponieważ wszystkie wiązania i niewiążące się pary elektronów nie mają tego samego „rozmiaru”.

samotne pary > potrójne wiązanie > podwójne wiązanie > pojedyncze wiązanie
Również atomy, które są związane z centralnym atomem robią różnicę. Atomy I są znacznie większe niż atomy H w CH2I2 i kąt H-H jest mniejszy niż idealne 109 stopni, podczas gdy kąt I-I jest większy.
BackCompassTablesIndexIntroductionNext