Kształt cząsteczek

1. Teoria VSEPR

VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) - odpychanie par elektronowych powłoki walencyjnej

W metodzie VSEPR zakłada się, że spośród czterech rodzajów walencyjnych par elektronowych drobiny czyli par σ, par π, wolnych par atomu centralnego i wolnych par ligandów, tylko dwa rodzaje decydują o geometrii cząsteczki. Są to: wolne pary elektronowe atomu centralnego i pary σ łączące atom centralny z ligandami.

Podstawowym parametrem obliczeniowym metody VSEPR pozwalającym wyznaczyć kształt cząsteczki jest liczbą przestrzenną, L_p, którą stanowi łączna liczba wolnych par elektronowych atomu centralnego i par σ. Pary π nie wpływają na wartość liczby przestrzennej.

Metoda VSEPR ma swoje reguły i ograniczenia, które omówimy w kolejnych podrozdziałach.

 Nurtuje Cię pytanie Co oznacza skrótowiec VSEPR?*. Obejrzyj film, może uzyskasz odpowiedź.

Film: Co oznacza skrótowiec VSEPR?*. Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

_________________
* wykorzystano grafiki zamieszczone na Zintegrowanej Platformie Edukacyjnej.

1.1. Ograniczenia metody VSEPR

1.  Metoda może być stosowana dla drobin zawierających wyłącznie pierwiastki grup głównych. 
2. Drobina zawiera jeden atom centralny, definiowany jako atom otoczony innymi atomami lub grupami atomów i nie posiadający odpowiednika strukturalnego w danej cząsteczce, np. atom tlenu w cząsteczce wody; atom siarki w cząsteczce kwasu siarkowego(VI).
3. Ligandy mogą stanowić jedynie pojedyncze atomy, a nie grupy atomów. W przypadku grup atomów stosuje się metodę liganda zastępczego. Ligand zastępczy to odpowiednio dobrany atom zastępujący grupę atomów w cząsteczce, a pozwalający na przedstawienie cząsteczki w postaci wzoru EA_nH_m i likwidujący ograniczenia w określeniu jej stereostruktury.

1.2. Reguły metody VSEPR

1. Geometrię drobiny można przewidywać, dla struktur pozwalających się opisać w postaci EA_nH_m, gdzie E – atom centralny, A – atomy pierwiastków grup głównych, jednakowe lub różne, z wyjątkiem wodoru, H – atomy wodoru, n – łączna liczba ligandów typu A, m – liczba atomów wodoru.
2. O przestrzennym rozmieszczeniu ligandów wokół atomu centralnego decyduje liczba przestrzenna (Lp), którą stanowi łączna liczba wolnych par elektronowych atomu centralnego (L_wpE) i par σ.
3. Orientacja przestrzenna kierunków osi przestrzeni orbitalnych par elektronowych decydujących o budowie przestrzennej drobiny jest maksymalnie symetryczna i zależy tylko od ich liczby.
   Liczba przestrzenna jednoznacznie określa orientację przestrzenną i może przybierać wartości 2, 3, 4, 5, 6, 7 i rzadko wyższe.
4. Wzajemne odpychanie się par elektronowych jest zgodne z zasadą: najsilniej odpychają się dwie pary elektronowe, słabiej odpycha się wolna para z parą σ, a najsłabiej dwie pary σ.
5. Dla atomów stanowiących ligandy, musi być spełniona reguła helowca: dublet dla wodoru, oktet dla pozostałych pierwiastków. 

1.3. Wartość liczby przestrzennej a struktury przestrzenne drobin

Liczba przestrzenna 2, symetria kierunków orbitalnych liniowa (diagonalna), L_wpE = 0

Przykłady: BeCl₂, CO₂

Liczba przestrzenna 3, symetria kierunków orbitalnych trygonalna

• dla L_wpE = 0 - trójkąt równoboczny

Przykłady: BF₃, CO₃^2-, NO₃^-, SO₃

• dla L_wpE = 1 - trójkąt równoramienny

Przykłady: NO₂^-, SO₂, O₃

Liczba przestrzenna 4, symetria kierunków orbitalnych tetraedryczna

• dla L_wpE = 0 - tetraedr

Przykłady: CH₄, PO₄^3-, SO₄^2-, ClO₄^-

• dla L_wpE = 1 - piramida trygonalna

Przykłady: NH₃, PCl₃

• dla L_wpE = 2 - trójkąt równoramienny

Przykłady: H₂O, OF₂

Liczba przestrzenna 5, symetria kierunków orbitalnych bipiramidy trygonalnej

• dla L_wpE = 0 - bipiramida trygonalna

Przykłady: PCl₅

• dla L_wpE = 1 - zdeformowany tetraedr

Przykłady: SF₄

• dla L_wpE = 2 - deltoid wypukły

Przykłady: ClF₃, BrF₃

• dla L_wpE = 3 - liniowa

Przykłady: XeF₂, ICl₂^-

Liczba przestrzenna 6, symetria kierunków orbitalnych bipiramidy tetragonalnej (oktaedru)

• dla L_wpE = 0 - bipiramida tetragonalna (oktaedr)

Przykłady: SF₆

• dla L_wpE = 1 -  piramida tetragonalna

Przykłady: IF₅

• dla L_wpE = 2 -  kwadrat

Przykłady: XeF₄ 

Liczba przestrzenna 7, symetria kierunków orbitalnych bipiramidy pentagonalnej

• dla L_wpE = 0 - bipiramida pentagonalna

Przykłady: IF₇

• dla L_wpE = 1 - zdeformowana bipiramida pentagonalna, piramida pentagonalna

Przykłady: SeBr₆^2-

Grafiki: Kształt cząsteczek lub jonów dla poszczególnych liczb przestrzennych*. 
Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

1.4. Obliczanie liczby przestrzennej

Poniżej przedstawiona zostanie jedna z możliwych procedur wyznaczania wartości liczby przestrzennej. 

Wyznaczenie liczby przestrzennej dla drobiny opisanej wzorem EA_nH_m na podstawie obliczeń wartości kolejnych parametrów:

Przykład 1. Cząsteczka CO₂   (EA_nH_m → CO₂H₀)

Symetria kierunków orbitalnych - liniowa (digonalna)

Przykład 2. Jon NH₄⁺   (EA_nH_m → NA₀H₄)

Symetria kierunków orbitalnych - tetraedryczna

Przykład 3. Jon CO₃^2-   (EA_nH_m → CO₃H₀)

Symetria kierunków orbitalnych - trygonalna

 Zamieszczony film „Jak przewidzieć kształt cząsteczki?*” przedstawia inną z procedur obliczania liczby przestrzennej.

Film: Jak przewidzieć kształt cząsteczki?*. Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

_________________
* Wykorzystano grafiki zamieszczone na Zintegrowanej Platformie Edukacyjnej.

2. Hybrydyzacja

Hybrydyzacja orbitali jest działaniem matematycznym polegającym na dodawaniu funkcji falowych opisujących elektrony walencyjne tego samego atomu, należące do różnych podpowłok tej samej powłoki. Jako efekt zmieszania orbitali różnego typu uzyskuje się tzw. hybrydy. Hybrydyzację była stosowana jako metoda obliczania i przewidywania właściwości cząsteczek, obecnie ma już jedynie znaczenie historyczne. 

 Obejrzyj film, który przybliży Ci "Co to jest hybrydyzacja?”*.

Film: Co to jest hybrydyzacja?*. Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

Poniżej przedstawiono najpopularniejsze typy hybrydyzacji. Należy wskazać, iż suma indeksów w zapisie symbolu hybrydyzacji jest równa odpowiedniej liczbie przestrzennej, np.: sp² (1+2=3) → Lp=3. 

Typy hybrydyzacji:

• sp – hybrydyzacja digonalna (1+1=2) → Lp=2
  

Przykłady: BeH₂

Grafiki: Schematy hybrydyzacji typu sp, sp2 i sp3*. 
Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

Po przeanalizowaniu powyższych przykładów nasuwa się pytanie: Czy orbitale d też mogą brać udział w hybrydyzacji?

Hybrydyzacji mogą ulegać orbitale walencyjne podpowłoki typu s, p i d. W zależności od liczby i typu orbitali typu d biorących udział w hybrydyzacji, można wyróżnić kilka rodzajów hybrydyzacji:

• sp³d - hybrydyzacja pentagonalna (1+3+1=5) → Lp=5

Przykłady: PCl₅, SF₄, ClF₃, I₃^-

• sp³d² - hybrydyzacja heksagonalna (1+3+2=6) → Lp=6

Przykłady: SeF₆, ClF₅, XeF₄

• sp³d³ - hybrydyzacja heptagonalna (1+3+3=7) → Lp=7

Przykłady: IF₇

 Dla lepszego zobrazowania wyniku działania hybrydyzacji w zakresie mieszania orbitali s, p i d zamieszczono animację "Czy orbitale typu d mogą ulegać hybrydyzacji?”*.

Animacja: Czy orbitale typu d mogą ulegać hybrydyzacji?”*. 
Źródło: GroMar Sp. z o.o., Dominika Kruszewska, licencja: CC BY-SA 3.0.

_________________

* Wykorzystano grafiki zamieszczone na Zintegrowanej Platformie Edukacyjnej.

3. Bibliografia

Ikona (źródło): Reshot