Syötä molekyylikaava, jotta voidaan analysoida Lewisin rakenne, VSEPR-geometria, hybridisaatio, sidoskulma ja polaarisuus. Käyttää sisäänrakennettua tietoa yli 50 yleisestä molekyylistä.
Formaalivaraus = valenssi − vapaa pari − ½(sidokset). Koko molekyylille jokainen atomi analysoidaan erikseen.
Ennusta molekyylin geometria steerisestä luvusta (elektronialueet) ja vapaista pareista. AXnEm-merkintä.
Kemiallinen sidos on se, mikä alentaa atomiryhmän energiaa, kun atomit pysyvät yhdessä. Atomit järjestävät elektronejaan kolmella laajalla tavalla: siirtämällä ne (ioninen), jakamalla ne kahden ytimen kesken (kovalenttinen) tai yhdistämällä ne koko hilan yli (metallinen). Todelliset aineet muodostavat jatkumon — C–H-sidoksen jakaminen on huomattavasti tasapuolisempaa kuin O–H-sidoksen — mutta jokainen tämän sivun rakenne perustuu yhteen kysymykseen: kun valenssielektronit ovat annettuina, mihin atomien on lopulta asettuttava?
Yksi sääntö muistettavaksi: hylkimisjärjestys on vapaa pari–vapaa pari > vapaa pari–sidos > sidos–sidos. Vapaita pareja pitää koossa vain yksi ydin, joten ne levittäytyvät sidoksia leveämmin ja puristavat sidokset kasaan — siksi CH4:n sidoskulma on 109,5° mutta H2O:n 104,5°.
Kolme sidosperhettä
Aspect
Ioninen
Kovalenttinen
Metallinen
Mitä tapahtuu
Elektronit siirtyvät metallilta epämetallille; vastakkaiset varaukset tarttuvat toisiinsa
Elektroniparit jaettuina kahden ytimen kesken
Elektronit delokalisoituneina kaikkien metallikationien yli
Esimerkki
NaCl, MgO
H2O, CO2, diamond
Cu, Fe
Tyypillinen käyttäytyminen
Korkea sulamispiste, hauras, johtaa sähköä vain sulana tai liuenneena
Elektronegatiivisuusero ΔEN lajittelee jatkumon: lähellä 0:aa jako on tasainen (apolaarinen kovalenttinen), noin 0,4–1,7 epätasainen (polaarinen kovalenttinen), ja yli noin 1,7:n täysi siirtokuvaus voittaa yleensä. Elektronegatiivisuus kasvaa jaksollisen järjestelmän oikealle ja ylös, minkä vuoksi F vetää voimakkaimmin.
Sidoksen polaarisuus vs. molekyylin polaarisuus
Polaarisella sidoksella on sidosdipoli — pieni vektori, joka osoittaa positiivisesta päästä kohti negatiivista (elektroneja ahneesti vetävää) atomia. Se, onko molekyyli polaarinen, on geometriakysymys: laske vektorit yhteen. CO2 ja H2O sisältävät molemmat voimakkaasti polaarisia sidoksia, mutta CO2 on lineaarinen (AX2, 180°), joten sen kaksi dipolia osoittavat vastakkaisiin suuntiin ja kumoutuvat, kun taas H2O on taipunut (AX2E2, 104,5°), joten dipolit vahvistavat toisiaan 1,85 D:n nettodipoliksi. Yllä oleva polaarisuuspaneeli suorittaa juuri tämän päättelyn kullekin geometrialle.
VSEPR: muoto laskettujen alueiden perusteella
Valenssikuoren elektroniparien hylkimisteoria (VSEPR) ennustaa muodon laskemalla elektronialueet keskusatomin ympärillä — jokainen yksöis-, kaksois- tai kolmoissidos lasketaan yhdeksi alueeksi, samoin kuin jokainen vapaa pari. Kaksi aluetta asettuu lineaarisesti, kolme trigonaalisesti tasomaisesti, neljä tetraedrisesti, viisi trigonaalisesti bipyramidisesti ja kuusi oktaedrisesti. AXE-merkintä tallentaa vastauksen: A on keskusatomi, Xn sitoutuneita atomeja ja Em vapaita pareja. Seuraa, miten kulmat kapenevat, kun vapaat parit korvaavat sidoksia isoelektronisessa sarjassa CH4 (109,5°) → NH3 (107°) → H2O (104,5°): neljä aluetta kaikissa, mutta yhä useampi niistä on vapaa pari. Molekyylin geometria poikkeaa elektronialuegeometriasta aina, kun vapaita pareja on — veden alueet ovat tetraedrisiä, vaikka atomit muodostavat taipuneen muodon. Siksi veden kaksi vapaata paria taivuttavat sen 104,5°:een, kun taas CO2:n kaksi kaksoissidosta jättävät sen jäykästi lineaariseksi.
Hybridisaatio ja formaalivaraus
Valenssisidosteoria selittää näiden geometrioiden suunnatut sidokset sekoittamalla atomin s- ja p-orbitaalit hybrideiksi, jotka osoittavat alueiden osoittamiin suuntiin: 2 aluetta → sp (180°), 3 → sp² (120°), 4 → sp³ (109,5°), 5 → sp³d, 6 → sp³d². Pidä nimeä kirjanpidollisena merkkinä “näin monta samanarvoista suuntaa” eikä kirjaimellisena ohjeena. Formaalivaraus on täydentävä kirjanpito sille, mikä Lewisin rakenne piirretään: FC = valenssielektronit − vapaiden parien elektronit − puolet sidoselektroneista. CH4:n hiili saa arvon 4 − 0 − 4 = 0; paras rakenne on se, joka minimoi formaalivaraukset ja karkottaa ne sisältä. Resonanssi on rehellinen tunnustus siitä, ettei yksi piirros riitä — SO2:n molemmat S–O-sidokset ovat samanarvoiset sidosasteella 1,5, eivät vuorottelevia yksöis- ja kaksoissidoksia.
Oktetin joustavuus
Toisen jakson atomit (C, N, O, F) ovat tiukasti rajoittuneet kahdeksaan elektroniin. Sen yli elämä löystyy: BF3 selviytyy kuudella booriin sitoutuneella elektronilla (mikä tekee siitä nälkäisen elektroniparin vastaanottajan), kun taas kolmannen jakson ja raskaammat atomit laajenevat vastustamatta — PCl5 ja SF6 pitävät 10 ja 12, ja XeF4 sovittaa neljä sidosta ja kaksi vapaata paria oktaedriseen järjestykseen, litistyen neliötasomaiseksi.
Yleisiä väärinkäsityksiä
Polaariset sidokset tekevät polaarisen molekyylin. Vain jos geometria ei kumoa niitä — CO2, BF3, CH4, SF6 ja XeF4 sisältävät kaikki polaarisia tai samanlaisia sidoksia, jotka ovat niin symmetrisesti järjestettyjä, että molekyyli on apolaarinen.
Kaksoissidos on kaksi aluetta. Se hylkii kuin yksi paksu alue; CO2:n kaksi C=O-kaksoissidosta antavat silti steerisen luvun 2 ja lineaarisen muodon.
Molekyylin geometria = elektronigeometria. Pätee vain, kun vapaita pareja ei ole; NH3:n alueet ovat tetraedrisiä, sen atomit trigonaalisen pyramidin muodossa.
Lewisin rakenne on molekyyli. Se on kirjanpidollinen luonnos; resonanssi (SO2), delokalisaatio (bentseeni) ja mittaus (molemmat S–O-sidokset yhtä pitkiä) ohittavat tavallisesti minkä tahansa yksittäisen piirroksen.
