Molekulaképlet megadásával elemezhető a Lewis-szerkezet, a VSEPR-geometria, a hibridizáció, a kötésszög és a polaritás. Beépített adatokat használ 50+ gyakori molekulához.
Formális töltés = vegyérték − magányos pár − ½(kötő). Teljes molekulára minden atomot külön kell elemezni.
A molekulageometria a sztérikus számból (elektrontartományok) és a magányos párokból jósolható meg. AXnEm-jelölés.
A hibridizáció a sztérikus számból határozható meg: 2→sp, 3→sp², 4→sp³, 5→sp³d, 6→sp³d².
A molekulapolaritás a geometria és a kötésszimmetria alapján határozható meg. A kötésdipólusok kioltása elemzett.
A kémiai kötés az, ami csökkenti egy atomhalmaz energiáját, amikor egymáshoz kötve maradnak. Az atomok három nagy módon rendezik el elektronjaikat: átadják őket (ionos), megosztják két atommag között (kovalens), vagy egyesítik egy egész rácson át (fémes). A valódi anyagok folytonos átmenetet alkotnak — a C–H kötés megosztása jóval egyenletesebb, mint az O–H kötésé — de az oldal minden szerkezete egyetlen kérdésből épül: a vegyértékelektronok ismeretében hová kell az atomoknak kerülniük?
Az egy megjegyzendő szabály: a taszítás rangsora: magányos elektronpár–magányos elektronpár > magányos elektronpár–kötés > kötés–kötés. A magányos párokat csak egy atommag tartja, ezért vastagabban terülnek szét, mint a kötő párok, és összeszorítják a kötéseket — ezért 109,5° a CH4, de 104,5° a H2O.
Három kötéscsalád
Aspect
Ionos
Kovalens
Fémes
Mi történik
Az elektronok fémről nemfémre távoznak; az ellentétes töltések összetapadnak
Két atommag között megosztott elektronpárok
Az elektronok minden fématom-kation között delokalizálva
Példa
NaCl, MgO
H2O, CO2, diamond
Cu, Fe
Tipikus viselkedés
Magas olvadáspont, rideg, csak olvadt/oldott állapotban vezet
Határozott molekulaalakok, alacsony forráspont (molekuláris szilárd anyagok)
Szilárdan vezet, képlékeny, fényes
Az elektronegativitás-különbség ΔEN rendezi a folytonosságot: 0 közelében a megosztás egyenlő (apoláris kovalens), kb. 0,4–1,7 között egyenetlen (poláris kovalens), 1,7 fölött pedig általában a teljes átadás leírása győz. Az elektronegativitás a periódusos rendszerben jobbra és felfelé nő, ezért húz a legerősebben a F.
Kötéspolaritás és molekulapolaritás
A poláris kötésnek kötésdipólusa van — egy apró vektor, amely a pozitív végtől az elektronkedvelőbb negatív atom felé mutat. Az, hogy a molekula poláris-e, geometriai kérdés: össze kell adni a vektorokat. A CO2 és a H2O is erősen poláris kötéseket tartalmaz, de a CO2 lineáris (AX2, 180°), így két dipólusa ellentétes irányba mutat és kioltja egymást, míg a H2O hajlított (AX2E2, 104,5°), így dipólusai erősítik egymást, és 1,85 D nettó dipólt adnak. A fenti Polaritás panel pontosan ezt az érvelést futtatja geometriánként.
VSEPR: az alak a megszámolt tartományokból
A vegyértékhéj-elektronpár-taszítási elmélet az alakot a központi atom körüli elektrontartományok megszámlálásából jósolja: minden egyes, kettős vagy hármas kötés egy tartománynak számít, ahogy minden magányos pár is. Két tartomány lineárisan, három trigonális síkban, négy tetraéderesen, öt trigonális bipiramisban, hat oktaéderesen rendeződik. Az AXE-jelölés rögzíti az eredményt: központi atom, Xn kötött atom, Em magányos pár. Figyeljük, hogyan szűkülnek a szögek, ahogy a magányos párok kötéseket váltanak fel az izoelektronos sorban: CH4 (109,5°) → NH3 (107°) → H2O (104,5°): ugyanaz a négy tartomány, egyre több magányos párral. A molekulageometria mindig eltér az elektrontartomány-geometriától, ha vannak magányos párok — a víz tartományai tetraéderesek, pedig az atomok hajlított alakot alkotnak. Ezért hajlítja a két magányos pár a vizet 104,5°-ra, míg a CO2 két kettős kötése merev lineáris marad.
Hibridizáció és formális töltés
A vegyértékkötés-elmélet ezeknek a geometriáknak az irányított kötéseit úgy magyarázza, hogy az atom s- és p-pályáit hibridekké keveri, amelyek oda mutatnak, ahová a tartományok: 2 tartomány → sp (180°), 3 → sp² (120°), 4 → sp³ (109,5°), 5 → sp³d, 6 → sp³d². A címkét könyvelésnek kell tekinteni, az „ennyi egyenértékű irány” jelölésének, nem szó szerinti receptnek. A formális töltés az a kiegészítő könyvelés, amely azt mondja meg, melyik Lewis-szerkezetet érdemes rajzolni: FC = vegyérték-elektronok − magányos pár elektronjai − a kötő elektronok fele. A CH4 szénatomja 4 − 0 − 4 = 0-t kap; a legjobb szerkezet az, amely minimalizálja a formális töltéseket és kiszorítja őket a belsőből. A rezonancia a bevallása annak, hogy egy rajz nem elég — az SO2 mindkét S–O kötése egyenértékű, 1,5-ös kötésrendűségű, nem váltakozó egyes és kettős.
Oktett-rugalmasság
A második periódus atomjai (C, N, O, F) szigorúan nyolc elektronra korlátozottak. Azon túl lazul a helyzet: a BF3 csak hat elektronnal él a bórnál (így éhes elektronpár-akceptor), a harmadik és nehezebb periódus atomjai pedig tiltakozás nélkül kitágulnak — a PCl5 és az SF6 10-et, illetve 12-t tart, az XeF4 pedig négy kötést és két magányos párt illeszt oktaéderes elrendezésbe, amely négyzetes síkúra lapul.
Gyakori tévhitek
A poláris kötések poláris molekulát alkotnak. Csak ha a geometria nem nullázza ki őket — a CO2, BF3, CH4, SF6 és XeF4 mind poláros vagy azonos kötéseket tartalmaz, amelyek elég szimmetrikusan vannak elrendezve ahhoz, hogy apolárisak legyenek.
A kettős kötés két tartomány. Úgy taszít, mint egy egyetlen, vastag tartomány; a CO2 két C=O kettős kötése is 2-es sztérikus számot és lineáris alakot ad.
A molekulageometria = az elektrongeometria. Csak nulla magányos párnál igaz; az NH3 tartományai tetraéderesek, atomjai trigonális piramist alkotnak.
A Lewis-szerkezet a molekula teljes képe. Ez könyvelési vázlat; a rezonancia (SO2), a delokalizáció (benzol) és a mérés (mindkét S–O kötés azonos) rutinszerűen felülír bármely egyetlen rajzot.
