Γωνιακό σχήμα μορίων

Εισαγωγή

Τα σχήματα των μορίων είναι μια σημαντική πτυχή όταν μελετάμε τα μόρια στη χημεία. Η μελέτη των σχημάτων και της γεωμετρίας μας δίνει μια εικόνα για τη συγκόλληση, τη στερεοχημική παρεμπόδιση, τη γωνία σύνδεσης και την αντοχή του δεσμού. Όλοι αυτοί οι παράγοντες μπορούν εύκολα να προβλεφθούν σωστά μελετώντας τα σχήματα και τις δομές των μορίων. Το γωνιακό σχήμα στα μόρια είναι συνηθισμένο επειδή πολλά μόρια έχουν ατελή γωνία μεταξύ τους, επομένως σχηματίζουν γωνιακά σχήματα.

Διαφορετικά σχήματα μορίων

Το σχήμα μιας ένωσης καθορίζεται από τον αριθμό των ηλεκτρονίων γύρω από το κεντρικό άτομο, τον αριθμό των δεσμών και τη φύση αυτών των ζευγών, όπως ένα ζεύγος σύνδεσης ή ένα μοναχικό ζεύγος.

Το σχήμα του μορίου αποφασίζεται από μια θεωρία γνωστή ως θεωρία VSEPR (απώθηση ζεύγους ηλεκτρονίων κελύφους σθένους).

Η πρόταση VSEPR δίνει το σχήμα των απλών σημειώσεων, αλλά θεωρητικά, δεν τις εξηγεί και επίσης έχει περιορισμένες λειτουργίες. Για να ξεπεραστούν αυτοί οι περιορισμοί, εισάγονται οι δύο σημαντικές προτάσεις που βασίζονται στις αρχές της κβαντομηχανικής. Αυτές είναι οι προτάσεις του δεσμού σθένους (VB) και οι προτάσεις μοριακού τροχιακού (MO).

Η κύρια μάθηση από τη θεωρία VSEPR είναι η εξής:

• Τα ζεύγη ηλεκτρονίων απωθούν πάντα το ένα το άλλο και προσπαθούν να παραμείνουν χωριστά το ένα από το άλλο.
• Διαφορετικά ζεύγη ηλεκτρονίων έχουν διαφορετικές τάξεις απώθησης και η σειρά είναι:

[μοναχικό ζεύγος-μοναχικό ζεύγος> ζεύγος μοναχικού ζεύγους-δεσμού> ζεύγος ομολόγων-ζεύγος ομολόγων]

• Αν υπάρχουν μηδέν μοναχικά ζεύγη, τότε το σχήμα και η γεωμετρία είναι τα ίδια. διαφορετικά, είναι διαφορετικά.
• Η γεωμετρία εξαρτάται τόσο από ζεύγη μοναχικών όσο και δεσμών, ενώ το σχήμα εξαρτάται μόνο από ζεύγη δεσμών.
• Ο στερικός αριθμός ορίζεται ως μοναχικό ζεύγος + ζεύγος δεσμών.

Γωνιακό σχήμα μορίων

Τα γωνιακά σχήματα μορίων αναφέρονται επίσης ως σχήματα V ή λυγισμένα σχήματα.

• Οι ενώσεις με στερικό αριθμό 3:

Οι ενώσεις με 0 μεμονωμένα ζεύγη και 3 ζεύγη δεσμών έχουν τριγωνικό σχήμα.

Οι ενώσεις με 1 μεμονωμένο ζεύγος και 2 ζεύγη δεσμών έχουν σχήμα λυγισμένο.

Για παράδειγμα, το SO2 είναι μια ένωση sp2 με γωνία δεσμού περίπου 120 μοιρών μεταξύ δύο δεσμών οξυγόνου. Θεωρητικά, το σχήμα θα έπρεπε να ήταν τριγωνικό επίπεδο, αλλά ειλικρινά, βρέθηκε να είναι λυγισμένο ή σε σχήμα v. Ο λόγος είναι ότι η απώθηση μοναχικού ζεύγους-δεσμού είναι πολύ μεγαλύτερη σε σύγκριση με την απώθηση ζεύγους δεσμού-δεσμού. Έτσι η γωνία μειώνεται στις 119,5° από 120°.

• Οι ενώσεις με στερικό αριθμό 4:

Οι ενώσεις με 0 μεμονωμένα ζεύγη και 4 ζεύγη δεσμών έχουν τετραεδρικό σχήμα.

Οι ενώσεις με 1 μεμονωμένο ζεύγος και 3 ζεύγη δεσμών έχουν τριγωνικό πυραμιδικό σχήμα.

Οι ενώσεις με 2 μεμονωμένα ζεύγη και 2 ζεύγη δεσμών έχουν λυγισμένο ή σχήμα v.

Για παράδειγμα, το H2O είναι μια ένωση sp3 με γωνία δεσμού περίπου 104,5 μοιρών μεταξύ 2 δεσμών υδρογόνου. Το σχήμα θα ήταν τετραεδρικό αν υπήρχαν όλα τα bp. Ωστόσο, δεδομένου ότι υπάρχουν μόνο δύο lp, το σχήμα είναι παραμορφωμένο τετραεδρικό ή γωνιακό. Αυτό συμβαίνει επειδή η απώθηση lp-lp είναι μεγαλύτερη από την απώθηση lp-bp, η οποία είναι και πάλι υψηλότερη από την απώθηση bp-bp. Έτσι, η γωνία μειώνεται από 109,5° σε 104,5°.

μόριο σχήματος Τ

Οι ενώσεις με στερικό αριθμό 5:

Οι ενώσεις με 0 μεμονωμένα ζεύγη και 5 ζεύγη δεσμών έχουν τριγωνικό διπυραμιδικό σχήμα.

Οι ενώσεις με 1 μεμονωμένο ζεύγος και 4 ζεύγη δεσμών έχουν σχήμα πριονιού.

Οι ενώσεις με 2 μεμονωμένα ζεύγη και 3 ζεύγη δεσμών έχουν σχήμα t.

Για παράδειγμα, το ClF3 είναι μια ένωση sp3d με γωνία δεσμού περίπου 90 μοιρών μεταξύ των δεσμών φθορίου. Το μοναχικό ζεύγος βρίσκεται στην ισημερινή θέση, επομένως υπάρχουν λιγότερες αποκρούσεις μοναχικού ζεύγους – ζεύγους δεσμών (lp-bp) σε σύγκριση με άλλα στα οποία τα μοναχικά ζεύγη βρίσκονται σε αξονικές θέσεις. Έτσι η δομή είναι πιο σταθερή.

Οφέλη από την εκμάθηση σχημάτων και γεωμετρίας

Η γνώση του σχήματος και της γεωμετρίας του μορίου μπορεί να βοηθήσει στον προσδιορισμό της πολικότητας, της αντιδραστικότητας, της φάσης της ύλης, του χρώματος, του μαγνητισμού, καθώς και της βιολογικής δραστηριότητας. Κάποιος μπορεί επίσης να καταλάβει τη γωνία δεσμού, τη σταθερότητα, τον υβριδισμό, τη στερεοχημική παρεμπόδιση, την ενθαλπία πλέγματος κ.λπ., γνωρίζοντας τα σχήματα και τη γεωμετρία ενός μορίου.

Συμπέρασμα

Το μοντέλο VSEPR που χρησιμοποιείται για την πρόβλεψη των γεωμετρικών σχημάτων των μορίων βασίζεται στην υπόθεση ότι τα ζεύγη ηλεκτρονίων απωθούν το ένα το άλλο και τείνουν να παραμένουν όσο το δυνατόν πιο μακριά μεταξύ τους. Τα ζεύγη ηλεκτρονίων απωθούν πάντα το ένα το άλλο και προσπαθούν να παραμείνουν χωριστά το ένα από το άλλο. Διαφορετικά ζεύγη ηλεκτρονίων έχουν διαφορετικές τάξεις απώθησης και η σειρά είναι:

[μοναχικό ζεύγος-μοναχικό ζεύγος> μοναχικό ζεύγος-ζεύγος δεσμού> ζεύγος δεσμού-ζεύγος δεσμών]. Εάν υπάρχουν μηδέν μοναχικά ζεύγη, τότε το σχήμα και η γεωμετρία είναι τα ίδια. αλλιώς είναι διαφορετικά.

Η γεωμετρία εξαρτάται από το μοναχικό ζεύγος και το ζεύγος δεσμών και τα δύο, ενώ το σχήμα εξαρτάται μόνο από το ζεύγος δεσμών. Ο στερικός αριθμός ορίζεται ως μοναχικό ζεύγος + ζεύγος δεσμών. Οι ενώσεις με 1 μεμονωμένο ζεύγος και 2 ζεύγη δεσμών έχουν σχήμα λυγισμένο - για παράδειγμα, SO2. Οι ενώσεις με 2 μεμονωμένα ζεύγη και 2 ζεύγη δεσμών έχουν λυγισμένο ή σχήμα v—για παράδειγμα, H2O. Οι ενώσεις με 2 μεμονωμένα ζεύγη και 3 ζεύγη δεσμών έχουν σχήμα t—για παράδειγμα, ClF3.