Spis treści. Metoda VSEPR. Reguły określania struktury cząsteczek. Ustalanie struktury przestrzennej

Transkrypt

1 Spis treści 1 Metoda VSEPR 2 Reguły określania struktury cząsteczek 3 Ustalanie struktury przestrzennej 4 Typy geometrii cząsteczek przykłady 41 Przykład 1 określanie struktury BCl 3 42 Przykład 2 określanie struktury PCl 3 43 Przykład 3 określanie struktury SF 44 Przykład 4 określanie struktury PF 6 5 Hybrydyzacja 51 Hybrydyzacja orbitali s i p 52 Hybrydyzacja z udziałem orbitali d 53 Przykład 1 orbitale hybrydyzowane BCl 3 54 Przykład 2 orbitale hybrydyzowane NH 3 55 Przykład 3 hybrydyzacja w cząsteczce PCl 5 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

2 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 BCl 3 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 (AL 3 ) Geometria cząsteczki trygonalna (trójkąt równoboczny, kąty między wiązaniami B-Cl, 120 ) Przykład 2 określanie struktury PCl 3 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 AL 3 E Geometria piramidy trygonalnej, ze względu na obecność wolnej pary elektronowej (kąty między wiązaniami P-Cl < ) 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

3 Liczba elektronów par elektronowych siarki 2 Liczba par elektronowych, Typ struktury AL 4 E Geometria piramidy trygonalnej podwójnej Przykład 4 określanie struktury PF 6 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 AL 6 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

4 piramidy trygonalnej podwójnej Hybrydyzacja piramidalna, gdzie powstaje 5 orbitali skierowanych ku narożom piramidy tetragonalnej Hybryda sp przyjęta np: dla obu atomów węgla w etynie Hybryda sp 2 przyjęta dla np: na obu atomów węgla w etenie Hybryda sp 3 przyjęta dla np: atomu węgla w metanie

5 Przykład 1 orbitale hybrydyzowane BCl 3 Konfiguracja elektronowa boru w stanie podstawowym B Z orbitali atomowych 2s i 2p powstają 3 orbitale zhybrydyzowane, które są obsadzone 3 elektronami W wyniku nakładania się 3 orbitali zhybrydyzowanych atomu boru z orbitalami trzech atomów chloru powstają 3 wiązania (struktura cząsteczki trygonalna) Przykład 2 orbitale hybrydyzowane NH 3 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 PCl 5 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