Wiązania chemiczne i geometria cząsteczki

Struktury Lewisa, przewidywanie geometrii VSEPR, hybrydyzacja, kąty wiązań, ładunek formalny i polarność cząsteczki. Ponadto: Konfiguracja elektronowa | Redoks.

Wpisz wzór cząsteczki, aby przeanalizować strukturę Lewisa, geometrię VSEPR, hybrydyzację, kąt wiązania i polarność. Używa wbudowanych danych dla ponad 50 popularnych cząsteczek.

Odniesienie VSEPR: AX2→liniowa(sp,180°), AX3→trygonalna płaska(sp²,120°), AX2E→zgięta(<120°), AX4→czworościenna(sp³,109,5°), AX3E→piramida trygonalna(<109,5°), AX2E2→zgięta(<109,5°), AX5→trygonalna bipiramida(sp³d,90°/120°), AX4E→huśtawka, AX3E2→kształt T, AX2E3→liniowa, AX6→oktaedryczna(sp³d²,90°), AX5E→piramida kwadratowa, AX4E2→kwadrat płaski.
Co trzyma atomy razem?

Wiązanie chemiczne to to, co obniża energię zbioru atomów, gdy pozostają połączone. Atomy układają swoje elektrony na trzy szerokie sposoby: przekazują je (jonowe), dzielą je między dwa jądra (kowalencyjne) albo łączą je w całej sieci (metaliczne). Rzeczywiste substancje tworzą continuum — dzielenie w wiązaniu C–H jest znacznie bardziej równe niż w O–H — ale każda struktura na tej stronie wynika z jednego pytania: mając elektrony walencyjne, gdzie muszą znaleźć się atomy?

Jedna reguła do zapamiętania: odpychanie szereguje się: para wolna–para wolna > para wolna–wiązanie > wiązanie–wiązanie. Wolne pary są związane tylko z jednym jądrem, więc rozpościerają się szerzej niż pary wiążące, ściskając wiązania — dlatego CH4 ma 109,5°, a H2O 104,5°.
Trzy rodziny wiązań
AspectJonoweKowalencyjneMetaliczne
Co się dziejeElektrony przechodzą z metalu na niemetal; przeciwne ładunki się przyciągająWspólne pary elektronowe między dwoma jądramiElektrony zdelokalizowane w całym zbiorze kationów metalu
PrzykładNaCl, MgOH2O, CO2, diamondCu, Fe
Typowe zachowanieWysoka temperatura topnienia, kruchość, przewodzi tylko w stanie stopionym lub rozpuszczonymOkreślone kształty cząsteczek, niskie temperatury wrzenia (ciała stałe molekularne)Przewodzi jako ciało stałe, plastyczny, błyszczący

Różnica elektroujemności ΔEN porządkuje continuum: blisko 0 dzielenie jest równe (kowalencyjne niepolarne), w okolicach 0,4–1,7 jest przechylone (kowalencyjne polarne), a powyżej około 1,7 zwykle lepiej pasuje opis pełnego przeniesienia. Elektroujemność rośnie w prawo i w górę układu okresowego, dlatego F ciągnie najmocniej.

Polarność wiązania a polarność cząsteczki

Wiązanie polarne ma moment dipolowy wiązania — mały wektor wskazujący od dodatniego końca ku atomowi ujemnemu (chciwemu elektronów). To, czy cząsteczka jest polarna, to pytanie o geometrię: dodaj wektory. CO2 i H2O zawierają silnie polarne wiązania, ale CO2 jest liniowy (AX2, 180°), więc jego dwa dipole wskazują przeciwne kierunki i się znoszą, a H2O jest zgięty (AX2E2, 104,5°), więc dipole się wzmacniają w wypadkowy moment 1,85 D. Panel Polarność powyżej wykonuje to rozumowanie dla każdej geometrii.

VSEPR: kształt z policzonych domen

Teoria odpychania par elektronowych powłoki walencyjnej (VSEPR) przewiduje kształt przez zliczenie domen elektronowych wokół atomu centralnego — każde wiązanie pojedyncze, podwójne lub potrójne liczy się jako jedna domena, podobnie jak każda para wolna. Dwie domeny układają się liniowo, trzy trygonalnie płasko, cztery czworościennie, pięć trygonalnie bipiramidalnie, sześć oktaedrycznie. Zapis AXE rejestruje wynik: atom centralny A, Xn związanych atomów, Em par wolnych. Zobacz, jak kąty się ściskają, gdy pary wolne zastępują wiązania w szeregu izoelektronowym CH4 (109,5°) → NH3 (107°) → H2O (104,5°): te same cztery domeny, coraz więcej z nich wolnych. Geometria cząsteczki różni się od geometrii domen elektronowych zawsze, gdy występują pary wolne — domeny wody są czworościenne, mimo że atomy tworzą kształt zgięty. Dlatego dwie wolne pary wody zginają ją do 104,5°, podczas gdy dwa wiązania podwójne CO2 pozostawiają ją sztywno liniową.

Hybrydyzacja i ładunek formalny

Teoria wiązań walencyjnych wyjaśnia ukierunkowane wiązania tych geometrii przez mieszanie orbitali s i p atomu w hybrydy wskazujące tam, gdzie wskazują domeny: 2 domeny → sp (180°), 3 → sp² (120°), 4 → sp³ (109,5°), 5 → sp³d, 6 → sp³d². Traktuj tę etykietę jako księgowanie „tyle równoważnych kierunków”, a nie dosłowny przepis. Ładunek formalny to uzupełniające księgowanie tego, którą strukturę Lewisa narysować: FC = elektrony walencyjne − elektrony wolnych par − połowa elektronów wiążących. Węgiel w CH4 ma 4 − 0 − 4 = 0; najlepsza struktura to ta, która minimalizuje ładunki formalne i usuwa je z wnętrza. Rezonans to uczciwe przyznanie, że jeden rysunek nie wystarcza — oba wiązania S–O w SO2 są równoważne przy rzędzie wiązania 1,5, a nie naprzemiennie pojedyncze i podwójne.

Elastyczność oktetu

Atomy drugiego okresu (C, N, O, F) są ściśle ograniczone do ośmiu elektronów. Poza tym zasady się rozluźniają: BF3 przetrwa z tylko sześcioma wokół boru (co czyni go głodnym akceptorem pary elektronowej), a atomy trzeciego okresu i cięższe rozszerzają się bez protestu — PCl5 i SF6 mają 10 i 12, a XeF4 mieści cztery wiązania i dwie wolne pary w układzie oktaedrycznym, spłaszczającym się do kwadratu płaskiego.

Typowe nieporozumienia
  • Wiązania polarne tworzą cząsteczkę polarną. Tylko wtedy, gdy geometria ich nie znosi — CO2, BF3, CH4, SF6 i XeF4 zawierają wiązania polarne lub identyczne, ułożone na tyle symetrycznie, że cząsteczka jest niepolarna.
  • Wiązanie podwójne to dwie domeny. Odpycha jak jedna gruba domena; dwa wiązania C=O w CO2 nadal dają liczbę steryczną 2 i kształt liniowy.
  • Geometria cząsteczki = geometria elektronowa. Prawda tylko przy zerowej liczbie wolnych par; domeny NH3 są czworościenne, a jego atomy tworzą piramidę trygonalną.
  • Struktura Lewisa to cząsteczka. To szkic księgowy; rezonans (SO2), delokalizacja (benzen) i pomiar (oba wiązania S–O równe) regularnie przeważają nad jakimkolwiek pojedynczym rysunkiem.

Powiązane narzędzia: Konfiguracja elektronowa (liczenie elektronów walencyjnych tworzących wiązania), Chemia organiczna (kształty grup funkcyjnych) oraz Edytor struktur (rysowanie cząsteczek).