Ustalenie budowy przestrzennej

drobin metodą VSEPR (Valence Shell

Elektron Pair Repulsion – odpychanie

się par elektronowych powłoki

walencyjnej)

-

Elektrony walencyjne i rdzenie atomowe

-

Założenia metody VSEPR i ligandy

-

Przypadki ligandów będących grupami atomów

i drobin nie posiadających atomu

pretendującego do atomu centralnego –

metoda ligandu zastępczego

-

Zapis EA

n

H

m

i jego interpretacja

-

Pary wiążące i wolne pary elektronowe

-

Czynniki decydujące o geometrii drobiny

-

Reguły VSEPR

-

Budowa przestrzenna drobiny

Elektrony walencyjne i rdzenie

atomowe

 Metoda VSEPR zakłada

, że drobina zbudowana jest z

rdzeni

atomowych

i

elektronów walencyjnych

, na które składają

się elektrony walencyjne wszystkich atomów drobiny

 Konieczne jest uwzględnienie

nadmiaru elektronów w

anionach

oraz

deficytu elektronów na kationach

 F

2

: L

wal

= 2 ∙ 7 = 14

 H

2

O : L

wal

= 2 ∙ 1 + 6 = 8

 NO

2

+

: L

wal

= 5 + 2 ∙ 6 – 1 = 16

 NO

3

-

: L

wal

= 5 + 3 ∙ 6 + 1 = 24

 Zgodnie z elektronową teoria wiązań Lewisa i Kossela

pozostałe elektrony nie biorą udziału w tworzeniu wiązania

 Elektrony walencyjne opisują orbitale molekularne (σ i π) –

funkcje umożliwiające obliczenie rozkładu gęstości

ładunku oraz kształtu

i rozmiarów obszaru orbitalnego

1s

2

9

F

1s

2

9

F

2s

2

2p

5

2s

2

2p

5

Rdzenie
atomowe

Elektrony
walencyjne

Założenia (warunki) metody

VSEPR

i ligandy

 Warunki równoczesne:
 drobina może zawierać tylko atomy pierwiastków

grupy
1 i 2 oraz 13 – 18

 W drobinie istnieje tylko jeden atom centralny

 Atom centralny

jest związany z atomem a nie

grupami atomów (np. – OH).



Ligandy

– atomy lub grupy atomów otaczające

atom centralny

H

2

S

O

3

HClO

PCl

5

/

S

\

H

H

O

O

O

/

O

\

H

Cl

Cl

Cl

Cl

P

Cl

Cl

Metoda ligandu

zastępczego

 Przypadki

ligandów

będących grupami atomów i

drobin nie posiadających atomu pretendującego do
atomu centralnego

(w przypad. alkanów za grupę – CH

3

można zstąpić at.

Cl, Br:

H

3

C-

Cl

)

HC ≡ CH

H

2

C = CH

2

H

2

SO

4

H – C ≡

C - H

H

H

\ /

C =

C

/ \

H

H

O

H – O

–S –

O – H

O

Ligand zastępczy –

dobrany atom

połączony

wiązaniem potrójnym

(gr.15 np. at. N)

z

atomem

centralnym

Ligand zastępczy –

dobrany atom

połączony

wiązaniem

podwójnym (gr.16

np. at. O, S) z

atomem centralnym

Ligand zastępczy –

dobrany anion prosty o
ładunku -1 (np. Cl

-

, Br

-

)

połączony z

atomem

centralnym

H

–

C

≡

N

H

C

=

O

H

S

O

2

Cl

2

Zapis EA

n

H

m

i jego

interpretacja

 Każdy wzór drobiny przed obliczeniem liczby wolnych

par elektronowych i liczby przestrzennej należy
zapisać w postaci

E

A

n

H

m

gdzie:

E – atom centralny

;

A

– atomu grup 1-2, 13-18, które mogą być jednakowe
lub różne

z wyjątkiem wodoru

; H – atomy wodoru; n i

m indeksy stechiometryczne.

Wzór

Zapis

E

A

n

H

m

n

m

Wzór

Zapis

E

A

n

H

m

n

m

CH

4

C

H

4

0

4

HN

3

N

N

2

H

2

1

H

2

O

O

H

2

0

2

HClO

4

Cl

O

4

H

4

1

CH

3

C

l

C

Cl

H

3

1

3

HClO

O

Cl

H

1

1

O

3

O

O

2

2

0

HSCN

C

SN

H

2

1

F

2

F

F

1

0

HCN

C

N

H

1

1

HF

F

H

0

1

CNH

N

C

H

1

1

HCH

O

C

O

H

2

1

2

H

2

S

2

O

7

O(

SO

3

H)

2

2

2

NO

2

+

N

O

2

+

2

0

PCl

5

P

Cl

5

5

0

Pary wiążące i wolne pary

elektronowe

 Wiążące pary elektronowe – w wiązaniu podwójnym

i potrójnym pary elektronowe tworzące wiązanie nie

są równocenne:

 para σ (wiązanie sigma): opisuje ją funkcja falowa σ

(orbital wiążący σ), która opisuje obszar orbitalny –

symetrię względem osi łączącej jądra, kształt zależy

od rodzaju łączących się atomów (s – s ; p

x

– p

x

; s – p)

 para π (wiązanie pi): opisuje funkcja falowa π, której

obszar orbitalny złożony jest dwóch fragmentów

leżących poza osią łączącą jądra i wykazuje symetrię

względem płaszczyzny prostopadłej do płaszczyzny z

osią łączącej jądra

 Wolne pary elektronowe – opisane funkcją falową n,

dzieli się je na dwie grupy, podział jest formalny, służy

wyłącznie do obliczeń

 wolne pary elektronowe atomu centralnego,
 wolne pary elektronowe ligandów

Czynniki decydujące o

geometrii drobiny

 Czynniki energetyczne

– geometria drobiny – budowa przestrzenna

w stanie określonym przez minimum energii:

 odpychanie elektronów

 odpychanie jąder

 przyciąganie elektronów przez jądra

 energie kinetyczne elektronów



Metoda VSEPR

uwzględnia pierwszy z czynników, metoda zakłada,

że o geometrii drobiny decydują:

 wolne pary elektronowe atomu centralnego

 pary σ łączące atom centralny z ligandami

 łączna liczba wolnych par elektronowych atomu centralnego

i

liczba par wiążących σ

stanowi parametr obliczeniowy metody

VSEPR – liczby przestrzennej – steric number (L

p

)

 pary elektronowe decydujące o geometrii drobiny muszą zająć

położenie

w przestrzeni tak, aby ich siły wzajemnego odpychania były jak

najmniejsze

a odległości powinny osiągać wartości maksymalne

 warunek ten zostanie spełniony, jeżeli położenie „narożników –

punktów” drobiny będzie rozpatrywać się na powierzchni kuli której

środkiem jest atom centralny , co gwarantuje maksymalne

odległości miedzy narożnikami

 proste prowadzone od środka kuli do tych punktów określają

kierunki obszarów orbitalnych par σ i wolnych par

Liczba przestrzenna a kształt

drobiny

L

p

= 2

(BeH

2

)

L

p

= 3

(BCl

3

)

L

p

= 4

(CH

4

)

Liniowa – diagonalna

Trójkątna –
trygonalna

Czworościenna –

tetraedryczna

L

p

= 5

(PCl

5

)

L

p

= 6 (SF

6

)

L

p

= 7

(IF

7

)

Bipiramida

trygonalna

Bipiramida

tetragonalna

Bipiramida

pentagonalna

Reguły VSEPR

 O przestrzennym rozmieszczeniu ligandów wokół atomu

centralnego a tym samym o budowie przestrzennej
drobiny, decyduje łączna liczba par elektronowych σ i
wolnych par elektronowych atomu centralnego

 Orientacja przestrzenna kierunków orbitalnych par

elektronowych decydujących o budowie przestrzennej
drobiny jest maksymalnie symetryczna i zależna tylko o
ich liczby

 Wzajemne odpychanie par elektronowych spełnia

następujące relacje:

 najsilniej odpychają się dwie wolne pary elektronowe
 słabiej odpycha się wolna para z parą σ
 najsłabiej odpychają się dwie pary wiążące σ
 atomy stanowiące ligandy z wyjątkiem at. H mają oktet

elektronowy

 L

p

= liczba wolnych par elektronowych (L

wpE

) + liczba

para σ

Parametr obliczeniowy

metody VSEPR

Krok pierwszy

– obliczenie łącznej liczby

elektronów walencyjnych w drobinie

Krok drugi

– obliczenie wolnych par

elektronowych na podstawie wzoru drobiny

o wzorze

E

A

n

H

m

:

L

wpE

= 1/2L

wal

– 4n – m

Krok trzeci

– obliczenie liczby

przestrzennej:

L

p

= L

wpE

+ n + m

Krok czwarty

– na podstawie tabeli

określającej kształt drobiny w zależności L

p

i L

wpE

określenie geometrii drobiny

Przykłady

Drobina

L

wal

L

wpE

= 1/2L

wal

- 4n

- m

L

p

= L

wpE

+ n +

m

H

2

O (

O

H

2

)

L

wal

= 6 + 2

= 8

L

wpE

= 1/2∙ 8 –

4∙0 - 2
= 2

L

p

= 2 + 2 = 4

HSCN (

C

SN

-

)

L

wal

= 4 + 6

+ 5 +1 = 16

L

wpE

= 1/2∙16 –

4∙2 - 0 = 0

L

p

= 0 + 2 = 2

H

4

P

2

O

7

[

O

(

PO

3

2-

)

2

]

L

wal

= 2 ∙ 5

+

7 ∙ 6 + 4 =

56

Z at. centralnym

O

połączone są dwa ligandy

tetraedryczne, drobina jest bipiramidą
trygonalną – połączenie tetraedrów
wierzchołkami poprzez atom tlenu

HClO

4

(

Cl

O

4

-

)

L

wal

= 7 + 4

∙ 6

+ 1 = 32

L

wpE

= 1/2∙32 -

4∙4 – 0 = 0

L

p

= 0 + 4 + 0

= 4

HF

2

IO

2

(

I

F

2

O

2

-

)

L

wal

= 7 + 2

∙ 7

+ 2 ∙ 6 + 1

= 34

L

wpE

= 1/2∙34 -

4∙4 – 0 = 1

L

p

= 1 + 4 + 0

= 5

PCl

3

(

P

Cl

3

)

L

wal

= 5 + 3

∙ 7 = 26

L

wpE

= 1/2∙26 -

4∙3 – 0 = 1

L

p

= 1 + 3 + 0

= 4

PCl

5

(

P

Cl

5

)

L

wal

= 5 + 5

∙ 7 = 40

L

wpE

= 1/2∙40 -

4∙5 – 0 = 0

L

p

= 0 + 5 + 0

= 5

NO

2

+

(

N

O

2

+

)

L

wal

= 5 + 2

∙ 6

- 1 = 16

L

wpE

= 1/2∙16 -

4∙2 – 0 = 0

L

p

= 0 + 2 + 0

= 2

Kształty – geometria drobin

Liczba

przestrzen

na - L

p

Liczba wolnych par

elektronowych - L

wpE

Symetria

drobiny

Uwagi

0

1

2

3

2

BeH

2

CO

2

liniowa –
diagonalna

3

BeCl

3

NO

2

-

trójkątna -
trygonalna

4

CH

4

NH

3

H

2

O

H

2

S

H

2

Se

H

2

Te

czworościan
na –
tetraedrycz
na

W przypadku H

2

O i

H

2

S, H

2

Se, H

2

Te

można przyjąć
kształt kątowy,
jeżeli pominie się
dwa orbitale
niewiążące
stanowiące 2
narożniki
tertraedru

5

PCl

5

SF

4

ClF

3

ICl

2

-

bipiramida
trygonalna

6

SF

6

IF

5

XeF

4

bipiramida
tetragonaln
a

7

IF

7

SeBr

6

2-

bipiramida
pentagonaln
a