Εισαγωγή τύπου μορίου για ανάλυση δομής Lewis, γεωμετρίας VSEPR, υβριδισμού, γωνίας δεσμού και πολικότητας. Χρησιμοποιούνται ενσωματωμένα δεδομένα για πάνω από 50 συνηθισμένα μόρια.
Τυπικό φορτίο = Σθένος − Ελεύθερο ζεύγος − ½(Δεσμικά). Για ολόκληρο το μόριο, αναλύεται χωριστά κάθε άτομο.
Πρόβλεψη γεωμετρίας μορίου από τον αριθμό στερεοχημίας (περιοχές ηλεκτρονίων) και τα ελεύθερα ζεύγη. Συμβολισμός AXnEm.
Ο υβριδισμός προκύπτει από τον αριθμό στερεοχημίας: 2→sp, 3→sp², 4→sp³, 5→sp³d, 6→sp³d².
Προσδιορισμός πολικότητας μορίου με βάση τη γεωμετρία και τη συμμετρία των δεσμών. Αναλύεται η αλληλοεξουδετέρωση των διπόλων δεσμού.
Ο χημικός δεσμός είναι αυτό που χαμηλώνει την ενέργεια ενός συνόλου ατόμων όταν παραμένουν συνδεδεμένα. Τα άτομα τακτοποιούν τα ηλεκτρόνιά τους με τρεις ευρείς τρόπους: τα μεταφέρουν (ιοντικός), τα μοιράζονται ανάμεσα σε δύο πυρήνες (ομοιοπολικός), ή τα συγκεντρώνουν σε ολόκληρο πλέγμα (μεταλλικός). Οι πραγματικές ουσίες αποτελούν συνέχεια — ο διαμοιρασμός σε δεσμό C–H είναι πολύ πιο ισόρροπος από ό,τι σε δεσμό O–H — αλλά κάθε δομή αυτής της σελίδας χτίζεται πάνω σε ένα ερώτημα: δεδομένων των ηλεκτρονίων σθένους, πού πρέπει να καταλήξουν τα άτομα;
Ο κανόνας που πρέπει να θυμάται κανείς: η άπωση κατατάσσεται ως ελεύθερο ζεύγος–ελεύθερο ζεύγος > ελεύθερο ζεύγος–δεσμός > δεσμός–δεσμός. Τα ελεύθερα ζεύγη συγκρατούνται από έναν μόνο πυρήνα, οπότε απλώνονται πιο φουσκωμένα από τα δεσμικά ζεύγη και συμπιέζουν τους δεσμούς μεταξύ τους — γι' αυτό το CH4 είναι 109,5° αλλά το H2O είναι 104,5°.
Τρεις οικογένειες δεσμών
Aspect
Ιοντικός
Ομοιοπολικός
Μεταλλικός
Τι συμβαίνει
Τα ηλεκτρόνια μεταφέρονται από μέταλλο σε αμέταλλο· αντίθετα φορτία κολλούν μεταξύ τους
Ζεύγη ηλεκτρονίων που μοιράζονται δύο πυρήνες
Ηλεκτρόνια αποεντοπισμένα σε όλα τα κατιόντα μετάλλου
Παράδειγμα
NaCl, MgO
H2O, CO2, diamond
Cu, Fe
Τυπική συμπεριφορά
Υψηλό σημείο τήξης, εύθραυστο, άγει μόνο όταν τήκεται ή διαλύεται
Η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας ΔEN διαχωρίζει τη συνέχεια: κοντά στο 0 ο διαμοιρασμός είναι ίσος (μη πολικός ομοιοπολικός), γύρω στο 0,4–1,7 είναι άνισος (πολικός ομοιοπολικός), και πέρα από περίπου 1,7 η περιγραφή με πλήρη μεταφορά υπερισχύει συνήθως. Η ηλεκτροαρνητικότητα αυξάνεται προς τα δεξιά και προς τα πάνω στον περιοδικό πίνακα, γι' αυτό το F έλκει πιο έντονα από όλα.
Πολικότητα δεσμού έναντι πολικότητας μορίου
Ένας πολικός δεσμός έχει δίπολο δεσμού — ένα μικρό διάνυσμα που δείχνει από το θετικό άκρο προς το άτομο με τη μεγαλύτερη έλξη ηλεκτρονίων. Το αν το μόριο είναι πολικό είναι ερώτημα γεωμετρίας: προσθέτονται τα διανύσματα. Τα CO2 και H2O περιέχουν και τα δύο ισχυρά πολικούς δεσμούς, αλλά το CO2 είναι γραμμικό (AX2, 180°), οπότε τα δύο δίπολά του δείχνουν αντίθετα και αλληλοεξουδετερώνονται, ενώ το H2O είναι κυρτό (AX2E2, 104,5°), οπότε ενισχύονται σε καθαρό δίπολο 1,85 D. Το πάνελ Πολικότητα παραπάνω εκτελεί ακριβώς αυτόν τον συλλογισμό για κάθε γεωμετρία.
VSEPR: σχήμα από μετρημένες περιοχές
Η θεωρία απώθησης των ζευγών ηλεκτρονίων του σθένους προβλέπει το σχήμα μετρώντας τις περιοχές ηλεκτρονίων γύρω από το κεντρικό άτομο — κάθε μονός, διπλός ή τριπλός δεσμός μετράει ως μία περιοχή, όπως και κάθε ελεύθερο ζεύγος. Δύο περιοχές διατάσσονται γραμμικά, τρεις τριγωνικά επίπεδα, τέσσερις τετραεδρικά, πέντε τριγωνικά διπυραμιδικά, έξι οκταεδρικά. Ο συμβολισμός AXE καταγράφει την απάντηση: ένα κεντρικό άτομο A, Xn συνδεδεμένα άτομα, Em ελεύθερα ζεύγη. Παρατηρείται πώς οι γωνίες συμπιέζονται καθώς τα ελεύθερα ζεύγη αντικαθιστούν δεσμούς στην ισοηλεκτρονιακή σειρά CH4 (109,5°) → NH3 (107°) → H2O (104,5°): ίδιες τέσσερις περιοχές, περισσότερες από αυτές ελεύθερες. Η γεωμετρία του μορίου διαφέρει από τη γεωμετρία των περιοχών ηλεκτρονίων όποτε υπάρχουν ελεύθερα ζεύγη — οι περιοχές του νερού είναι τετραεδρικές, παρότι τα άτομα σχηματίζουν κυρτό σχήμα. Γι' αυτό τα δύο ελεύθερα ζεύγη του νερού το κάμπτουν στις 104,5°, ενώ οι δύο διπλοί δεσμοί του CO2 το αφήνουν αυστηρά γραμμικό.
Υβριδισμός και τυπικό φορτίο
Η θεωρία δεσμού σθένους εξηγεί τους κατευθυνόμενους δεσμούς αυτών των γεωμετριών αναμειγνύοντας τα τροχιακά s και p του ατόμου σε υβριδικά που δείχνουν όπου δείχνουν οι περιοχές: 2 περιοχές → sp (180°), 3 → sp² (120°), 4 → sp³ (109,5°), 5 → sp³d, 6 → sp³d². Η ετικέτα αντιμετωπίζεται ως λογιστική για «τόσες ισοδύναμες κατευθύνσεις» και όχι ως κυριολεκτική συνταγή. Το τυπικό φορτίο είναι η συμπληρωματική λογιστική για το ποια δομή Lewis να σχεδιαστεί: FC = ηλεκτρόνια σθένους − ηλεκτρόνια ελεύθερων ζευγών − το ήμισυ των δεσμικών ηλεκτρονίων. Ο άνθρακας στο CH4 παίρνει 4 − 0 − 4 = 0· η καλύτερη δομή είναι εκείνη που ελαχιστοποιεί τα τυπικά φορτία και τα διώχνει από το εσωτερικό. Ο συντονισμός είναι η ειλικρινής παραδοχή ότι ένα σχέδιο δεν αρκεί — και οι δύο δεσμοί S–O στο SO2 είναι ισοδύναμοι με τάξη δεσμού 1,5, όχι εναλλασσόμενοι μονοί και διπλοί.
Ευελιξία οκτάδας
Τα άτομα της δεύτερης περιόδου (C, N, O, F) περιορίζονται αυστηρά σε οκτώ ηλεκτρόνια. Πέρα από αυτό, οι κανόνες χαλαρώνουν: το BF3 επιβιώνει με μόνο έξι γύρω από το βόριο (καθιστώντας το πεινασμένο δέκτη ζεύγους ηλεκτρονίων), ενώ τα άτομα της τρίτης περιόδου και βαρύτερα επεκτείνονται χωρίς αντίσταση — το PCl5 και το SF6 συγκρατούν 10 και 12, και το XeF4 χωράει τέσσερις δεσμούς συν δύο ελεύθερα ζεύγη σε οκταεδρική διάταξη, που πλατύνει σε τετραγωνικό επίπεδο.
Συνηθισμένες παρανοήσεις
Οι πολικοί δεσμοί δίνουν πολικό μόριο. Μόνο αν η γεωμετρία δεν τους εξουδετερώνει — το CO2, το BF3, το CH4, το SF6 και το XeF4 περιέχουν όλα πολικούς ή ταυτόσημους δεσμούς διατεταγμένους αρκετά συμμετρικά ώστε να είναι μη πολικά.
Ο διπλός δεσμός είναι δύο περιοχές. Απωθεί όπως μία παχιά μονή περιοχή· τα δύο διπλά δεσμά C=O του CO2 δίνουν ακόμη αριθμό στερεοχημίας 2 και γραμμικό σχήμα.
Γεωμετρία μορίου = γεωμετρία ηλεκτρονίων. Αληθεύει μόνο με μηδέν ελεύθερα ζεύγη· οι περιοχές του NH3 είναι τετραεδρικές, τα άτομά του τριγωνικά πυραμιδικά.
Η δομή Lewis είναι το μόριο. Είναι σκαρίφημα λογιστικής· ο συντονισμός (SO2), η αποεντοπισμένη ηλεκτρονιακή πυκνότητα (βενζόλιο) και η μέτρηση (και οι δύο δεσμοί S–O ίσοι) υπερισχύουν συνήθως κάθε μεμονωμένου σχεδίου.
