Lewis-strukturer, VSEPR-geometriprediksjon, hybridisering, bindingsvinkler, formell ladning og molekylpolaritet. Se også: Elektronkonfigurasjon | Redoks.
Skriv inn en molekylformel for å analysere Lewis-struktur, VSEPR-geometri, hybridisering, bindingsvinkel og polaritet. Bruker innebygde data for over 50 vanlige molekyler.
Formell ladning = valens − enslig par − ½(binding). For hele molekylet analyseres hvert atom for seg.
Forutsi molekylgeometri ut fra stereotallet (elektrondomener) og enslige par. AXnEm-notasjon.
Bestem hybridisering fra stereotallet: 2→sp, 3→sp², 4→sp³, 5→sp³d, 6→sp³d².
Bestem molekylpolaritet ut fra geometri og bindingssymmetri. Opphevelse av bindingsdipoler analyseres.
En kjemisk binding er det som senker energien til et sett atomer når de blir værende sammen. Atomer ordner elektronene sine på tre hovedmåter: overfører dem (ionisk), deler dem mellom to kjerner (kovalent), eller samler dem over et helt gitter (metallisk). Virkelige stoffer er et kontinuum — delingen i en C–H-binding er langt mer jevn enn i en O–H-binding — men hver struktur på denne siden bygger på ett spørsmål: gitt valenselektronene, hvor må atomene havne?
Den ene regelen å huske: frastøtningen rangeres slik: enslig par–enslig par > enslig par–binding > binding–binding. Enslige par holdes av bare én kjerne, så de tar mer plass enn bindingspar og presser bindingene sammen — derfor er bindingsvinkelen i CH4 109,5°, mens den i H2O er 104,5°.
Tre bindingsfamilier
Aspect
Ionisk
Kovalent
Metallisk
Hva skjer
Elektroner overføres fra metall til ikke-metall; motsatte ladninger klistrer seg sammen
Elektronpar deles mellom to kjerner
Elektroner er delokalisert over alle metallkationene
Eksempel
NaCl, MgO
H2O, CO2, diamond
Cu, Fe
Typisk oppførsel
Høyt smeltepunkt, sprø, leder bare når den er smeltet eller oppløst
Elektronegativitetsforskjellen ΔEN ordner kontinuumet: nær 0 er delingen lik (upolar kovalent), rundt 0,4–1,7 er den skjev (polar kovalent), og over omtrent 1,7 vinner vanligvis en fullstendig overføringsbeskrivelse. Elektronegativiteten øker mot høyre og oppover i det periodiske systemet, og derfor trekker F hardest av alle.
Bindingspolaritet kontra molekylpolaritet
En polar binding har et bindingsdipol — en liten vektor som peker fra den positive enden mot det negative (elektrongriske) atomet. Om molekylet er polart, er et geometrispørsmål: legg sammen vektorene. CO2 og H2O inneholder begge sterkt polare bindinger, men CO2 er lineært (AX2, 180°), så dipolene peker i motsatt retning og opphever hverandre, mens H2O er bøyd (AX2E2, 104,5°), så de forsterker hverandre til et nettodipol på 1,85 D. Polaritetspanelet over kjører nøyaktig denne resonnementet for hver geometri.
VSEPR: form ut fra tellede domener
VSEPR (valence shell electron pair repulsion) forutsier formen ved å telle elektrondomener rundt det sentrale atomet — hver enkelt, dobbel eller trippel binding teller som ett domene, det samme gjør hvert enslig par. To domener ordner seg lineært, tre trigonalt plant, fire tetraedrisk, fem trigonalt bipyramidalt, seks oktaedrisk. AXE-notasjonen registrerer svaret: et sentralt atom, Xn bundne atomer og Em enslige par. Legg merke til hvordan vinklene presses sammen når enslige par erstatter bindinger i den isoelektroniske serien CH4 (109,5°) → NH3 (107°) → H2O (104,5°): samme fire domener, men flere av dem er enslige. Molekylgeometri skiller seg fra elektrondomenegeometri så snart det finnes enslige par — vannets domener er tetraedriske, selv om atomene danner en bøyd form. Derfor bøyer vannets to enslige par molekylet til 104,5°, mens CO2s to dobbeltbindinger lar det være stivt lineært.
Hybridisering og formell ladning
Valensbindingsteori forklarer de retningsbestemte bindingene i disse geometriene ved å blande atomets s- og p-orbitaler til hybrider som peker dit domenene peker: 2 domener → sp (180°), 3 → sp² (120°), 4 → sp³ (109,5°), 5 → sp³d, 6 → sp³d². Betrakt betegnelsen som regnskap for «så mange likeverdige retninger» snarere enn som en bokstavelig oppskrift. Formell ladning er det komplementære regnskapet for hvilken Lewis-struktur som skal tegnes: FC = valenselektroner − elektroner i enslige par − halvparten av bindingselektronene. Karbonet i CH4 får 4 − 0 − 4 = 0; den beste strukturen er den som minimerer de formelle ladningene og fjerner dem fra det indre. Resonans er den ærlige erkjennelsen av at én tegning ikke er nok — begge S–O-bindingene i SO2 er likeverdige med bindingsorden 1,5, ikke vekslende enkel og dobbel.
Fleksibilitet i oktetten
Atomer i annen rad (C, N, O, F) er strengt begrenset til åtte elektroner. Utover det er reglene løsere: BF3 klarer seg med bare seks rundt bor (noe som gjør det til en sulten mottaker av elektronpar), mens atomer i tredje rad og tyngre utvider seg uten innvendinger — PCl5 og SF6 har 10 og 12, og XeF4 får plass til fire bindinger og to enslige par i en oktaedrisk ordning, som flater ut til kvadratisk plan.
Vanlige misforståelser
Polare bindinger gir et polart molekyl. Bare hvis geometrien ikke opphever dem — CO2, BF3, CH4, SF6 og XeF4 inneholder alle polare eller like bindinger som er ordnet symmetrisk nok til å være upolare.
En dobbeltbinding er to domener. Den frastøter som ett tykt enkeltdomene; de to C=O-dobbeltbindingene i CO2 gir fortsatt steriske tall 2 og en lineær form.
Molekylgeometri = elektrongeometri. Det stemmer bare uten enslige par; NH3s domener er tetraedriske, men atomene danner en trigonal pyramide.
Lewis-strukturen er molekylet. Den er en regnskapsskisse; resonans (SO2), delokalisering (benzen) og måling (begge S–O-bindingene er like) veier rutinemessig tyngre enn en enkelt tegning.
