MOLEKULÁRNA GEOMETRIA: KONCEPT, TYPY A PRÍKLADY - CHÉMIA - 2024

Molekulárnej geometrie alebo molekulárna štruktúra je priestorové usporiadanie atómov okolo centrálneho atómu. Atómy predstavujú regióny, v ktorých je vysoká hustota elektrónov, a preto sa považujú za elektronické skupiny bez ohľadu na väzby, ktoré tvoria (jednoduché, dvojité alebo trojité).

Molekulová geometria prvku môže charakterizovať niektoré z jeho fyzikálnych alebo chemických vlastností (bod varu, viskozita, hustota atď.). Napríklad jej molekulová štruktúra určuje jeho rozpustnosť.

Zdroj: Gabriel Bolívar

Táto koncepcia vychádza z kombinácie a experimentálnych údajov dvoch teórií: koncepcie valenčnej väzby (TEV) a odporu elektronických párov valenčnej škrupiny (RPECV). Zatiaľ čo prvá definuje väzby a ich uhly, druhá určuje geometriu a následne molekulárnu štruktúru.

Aké geometrické tvary sú molekuly schopné prijať? Odpovede sú uvedené v predchádzajúcich dvoch teóriách. Podľa RPECV musia byť atómy a páry voľných elektrónov usporiadané v priestore takým spôsobom, aby sa medzi nimi minimalizovalo elektrostatické odpudzovanie.

Geometrické tvary teda nie sú ľubovoľné, ale skôr hľadajú najstabilnejší dizajn. Napríklad na obrázku vyššie vidíte trojuholník vľavo a osemsten vpravo. Zelené bodky predstavujú atómy a oranžové pruhy tvoria väzby.

V trojuholníku sú tri zelené body od seba vzdialené 120 °. Tento uhol, ktorý sa rovná uhlu väzby, umožňuje atómom odpudzovať sa navzájom čo najmenej. Preto molekula s centrálnym atómom pripojeným k trom ďalším prijme geometriu trigonálnej roviny.

RPECV však predpovedá, že voľný pár elektrónov v centrálnom atóme skreslí geometriu. V prípade trigonálnej roviny táto dvojica zatlačí tri zelené body, čo má za následok geometriu trigonálnej pyramídy.

To isté sa môže stať aj pri oktaedrone na obrázku. V tom sú všetky atómy oddelené najstabilnejším možným spôsobom.

Ako vopred poznať molekulárnu geometriu atómu X?

Preto je potrebné považovať páry voľných elektrónov za elektronické skupiny. Tieto spolu s atómami definujú tzv. Elektronickú geometriu, ktorá je neoddeliteľným spoločníkom molekulárnej geometrie.

Z elektronickej geometrie a po zistení párov voľných elektrónov pomocou Lewisovej štruktúry je možné určiť, aká bude molekulárna geometria. Súčet všetkých molekulárnych geometrií poskytne náčrt celkovej štruktúry.

Druhy molekulárnej geometrie

Ako je možné vidieť na hlavnom obrázku, molekulárna geometria závisí od toho, koľko atómov obklopuje centrálny atóm. Ak je však prítomný nezdieľaný pár elektrónov, modifikuje geometriu kvôli veľkému objemu. Preto má stérický účinok.

Podľa tohto môže geometria predstavovať sériu charakteristických tvarov pre mnoho molekúl. A tu vznikajú rôzne typy molekulárnej geometrie alebo molekulárnej štruktúry.

Kedy sa geometria rovná štruktúre? Obidve znamenajú to isté iba v prípadoch, keď štruktúra nemá viac ako jeden typ geometrie; inak by sa mali brať do úvahy všetky prítomné typy a štruktúra by mala mať globálny názov (lineárny, rozvetvený, guľový, plochý atď.).

Geometrie sú obzvlášť užitočné na vysvetlenie štruktúry tuhej látky z jej štruktúrnych jednotiek.

lineárne

Všetky kovalentné väzby sú smerové, takže väzba AB je lineárna. Bude však molekula AB ₂ lineárna ? Ak áno, je geometria reprezentovaná jednoducho ako: BAB. Dva atómy B sú oddelené uhlom 180 ° a podľa TEV musí mať A hybridné orbitaly.

hranatý

Zdroj: Gabriel Bolívar

Lineárne geometria možno predpokladať, v prvom rade pre molekuly AB ₂ ; Pred dosiahnutím záveru je však nevyhnutné nakresliť Lewisovu štruktúru. Pri nakreslenej Lewisovej štruktúre je možné identifikovať počet nezdieľaných elektrónových párov (:) na atóme A.

Ak je to tak, páry elektrónov na vrchu A tlačia dva atómy B dole a menia svoje uhly. Výsledkom je, že lineárna molekula BAB sa nakoniec zmení na V, bumerang alebo uhlovú geometriu (horný obrázok).

Molekula vody, HOH, je ideálnym príkladom pre tento typ geometrie. V atóme kyslíka sú dva páry elektrónov bez zdieľania, ktoré sú orientované v uhle približne 109 °.

Prečo tento uhol? Pretože elektronická geometria je štvorsten, ktorý má štyri vrcholy: dva pre atómy H a dva pre elektróny. Na hornom obrázku si všimnite, že zelené bodky a dve „laloky s očami“ nakreslia štvorsteny s modrou bodkou v strede.

Keby O nemal žiadne voľné elektrónové páry, voda by vytvorila lineárnu molekulu, jej polarita by sa znížila a oceány, moria, jazerá atď. By pravdepodobne neexistovali, ako sú známe.

štvorsten

Zdroj: Gabriel Bolívar

Horný obrázok predstavuje tetraedrickú geometriu. Pokiaľ ide o molekulu vody, jej elektronická geometria je štvorstenná, ale pri eliminácii voľných párov elektrónov je možné poznamenať, že sa transformuje na uhlovú geometriu. Toto sa tiež pozoruje jednoducho odstránením dvoch zelených bodiek; zvyšné dva nakreslia V s modrou bodkou.

Čo keby namiesto dvoch párov voľných elektrónov existoval iba jeden? Potom zostane trigonálna rovina (hlavný obrázok). Odstránením elektronickej skupiny sa však nezabráni stérickému účinku vytváranému párom voľných elektrónov. Preto skresľuje trigonálnu rovinu na pyramídu s trojuholníkovou základňou:

Zdroj: Gabriel Bolívar

Aj keď molekulárna geometria trigonálnej a tetrahedrálnej pyramídy je odlišná, elektronická geometria je rovnaká: tetrahedrálna. Takže trigonálna pyramída sa nepovažuje za elektronickú geometriu?

Odpoveď nie je, pretože je výsledkom skreslenia spôsobeného „lalokom s očami“ a jeho stérickým účinkom a táto geometria nezohľadňuje následné skreslenie.

Z tohto dôvodu je vždy dôležité najprv určiť elektronickú geometriu pomocou Lewisových štruktúr pred definovaním molekulárnej geometrie. Molekula amoniaku, NH ₃ , je príklad trigonální pyramídy molekulárnej geometrie, ale s štvorboký elektrón geometrie.

Trigonálny bipyramid

Zdroj: Gabriel Bolívar

Až doteraz, s výnimkou lineárne geometrie, v štvorboký, uhlové a trigonální pyramída ich centrálne atómy majú sp ³ hybridizácii , podľa TEV. To znamená, že ak by boli ich uhly väzby experimentálne stanovené, mali by byť okolo 109 °.

Z trigonálnej dipyramidálnej geometrie je okolo centrálneho atómu päť elektronických skupín. Na obrázku hore je vidieť päť zelených bodov; tri v trojuholníkovej základni a dve v axiálnych polohách, ktoré sú horným a dolným vrcholom pyramídy.

Aká hybridizácia má potom modrá bodka? Vytvorenie jednoduchých väzieb si vyžaduje päť hybridných orbitálov (oranžová). Toto je dosiahnuté prostredníctvom piatich sp ³ d orbitálov (produkt zmesi jedného s, tri p a jeden d orbitálnej).

Pri zvažovaní piatich elektronických skupín je geometria už odhalená, ale keďže existujú páry elektrónov bez zdieľania, opäť trpia deformáciami, ktoré generujú iné geometrie. Rovnako vyvstáva táto otázka: môžu tieto dvojice zaujímať akúkoľvek pozíciu v pyramíde? Sú to: axiálne alebo rovníkové.

Axiálne a rovníkové polohy

Zelené body, ktoré tvoria trojuholníkovú základňu, sú v rovníkových polohách, zatiaľ čo dva na hornom a dolnom konci sú v axiálnych polohách. Kde bude prednostne umiestnený nezdieľaný elektrónový pár? V tejto polohe minimalizuje elektrostatický odpor a stérický efekt.

V axiálnej polohe by pár elektrónov „tlačil“ kolmo (90 °) na trojuholníkovú základňu, zatiaľ čo keby bol v rovníkovej polohe, dve zostávajúce elektronické skupiny na základni by boli od seba vzdialené 120 stupňov a tlačili by oba konce pri 90 ° (namiesto tri, rovnako ako pri základni).

Centrálny atóm sa preto bude usilovať o orientáciu svojich voľných párov elektrónov v rovníkových polohách, aby sa vytvorili stabilnejšie molekulárne geometrie.

Oscilujúci tvar a T

Zdroj: Gabriel Bolívar

Ak by v trigonálnej bipyramidovej geometrii bol jeden alebo viac jej atómov nahradených voľnými pármi elektrónov, mali by sme tiež rôzne molekulárne geometrie.

Vľavo od horného obrázka sa geometria zmení na oscilujúci tvar. V ňom voľný pár elektrónov tlačí zvyšok štyroch atómov v rovnakom smere a ohýba ich väzby doľava. Všimnite si, že tento pár a dva atómy ležia v rovnakej trojuholníkovej rovine pôvodného bipyramidu.

A napravo od obrázku je geometria v tvare T. Táto molekulárna geometria je výsledkom nahradenia dvoch atómov dvoma pármi elektrónov, výsledkom čoho sú tri zvyšné atómy zarovnané v tej istej rovine, ktorá nakresľuje presne jedno písmeno. T.

Potom pre molekulu typu AB ₅ prijíma geometriu trigonálnej bipyramidu. Avšak AB ₄ s rovnakou elektronickou geometriou prijme oscilujúcu geometriu; a AB ₃ , geometria T-tvar. Vo všetkých z nich sa (obvykle) majú sp ³ d hybridizácii .

Na stanovenie molekulárnej geometrie je potrebné nakresliť Lewisovu štruktúru, a teda aj jej elektronickú geometriu. Pokiaľ ide o trigonálny bipyramid, voľné páry elektrónov sa zahodia, ale nie ich sterické účinky na zvyšok atómov. Takto je možné dokonale rozlíšiť medzi tromi možnými molekulárnymi geometriami.

octahedral

Okoloedská molekulárna geometria je znázornená napravo od hlavného obrázka. Tento typ geometria zodpovedá AB ₆ zlúčenín . AB ₄ tvorí štvorcovú základňu, zatiaľ čo zostávajúce dva je B sú umiestnené v axiálnych polohách. Takto sa vytvorí niekoľko rovnostranných trojuholníkov, ktoré sú tvárami oktaedrónu.

Aj tu môžu byť (ako vo všetkých elektronických geometriách) páry voľných elektrónov, a preto z tejto skutočnosti vyplývajú aj ďalšie molekulárne geometrie. Napríklad AB ₅ s oktaedrickou elektrónovou geometriou pozostáva z pyramídy so štvorcovou základňou a AB ₄ so štvorcovou rovinou:

Zdroj: Gabriel Bolívar

Pokiaľ ide o geometriu osemstenných elektrónov, tieto dve molekulárne geometrie sú najstabilnejšie z hľadiska elektrostatického odpudzovania. V geometrii so štvorcovou rovinou sú dva páry elektrónov od seba vzdialené 180 stupňov.

Aká je hybridizácia atómu A v týchto geometriách (alebo štruktúrach, ak je to jediná)? TEV opäť uvádza, že je to sp ³ d ² , šesť hybridných orbitálov, ktoré umožňujú A orientovať elektronické skupiny na vrcholy oktaedronu.

Ostatné molekulárne geometrie

Modifikáciou báz pyramídov uvedených vyššie sa dajú získať niektoré zložitejšie molekulárne geometrie. Napríklad, päťuholníkové dvoujehlanový má päťuholník na svojej základni, a zlúčeniny, ktoré ju tvoria, majú všeobecný vzorec AB ₇ .

Rovnako ako iné molekulárne geometrie, nahradenie atómov B voľnými pármi elektrónov skreslí geometriu na iné tvary.

Tiež AB ₈ zlúčeniny môžu prijať geometriou, ako je štvorcový antiprism. Niektoré geometrie môžu byť veľmi komplikované, najmä pre vzorce AB _{7 a} ďalšie (až do AB ₁₂ ).

Príklady molekulárnej geometrie

Nižšie bude uvedená séria zlúčenín pre každú z hlavných molekulárnych geometrií. Ako cvičenie by bolo možné nakresliť Lewisove štruktúry pre všetky príklady a potvrdiť, či sú vzhľadom na elektronickú geometriu molekulové geometrie uvedené nižšie.

Lineárna geometria

Etylén, H ₂ C = CH ₂

Chlorid -Beryllium, BeCl ₂ (Ci-BeCl)

Uhlík uhličitý, CO ₂ (O = C = O)

-Nitrogen, N ₂ (N≡N)

-Mercury dibromide, HgBr ₂ (Br-HgBr)

- anión trijodidu, I ₃ ^- (III)

- kyselina kyanovodíková, HCN (HN HC)

Ich uhly musia byť 180 °, a preto musia mať hybridizáciu sp.

Uhlová geometria

- voda

-Sulfur siričitý, SO ₂

-Nitrogen uhličitý, NO ₂

-Ozone, O ₃

Amid anión, NH ₂ ^-

Trigonálna rovina

Bromo boritý, BF ₃

Aluminium chlorid, AlCl ₃

- dusičnanový anión, NO ₃ ^-

- uhličitanový anión, CO ₃ ^2–

štvorsten

Metán plyn, CH ₄

Uhlík chlorid, CCl ₄

Amónium katión, NH ₄ ⁺

Síranu anión, SO ₄ ^2-

Trigonálna pyramída

-Amonia, NH ₃

-Cation hydronium, H ₃ O ⁺

Trigonálny bipyramid

-Phosphorus fluorid, PF ₅

-Antimony chlorid, SBF ₅

oscilačná

Fluorid siričitý, SF ₄

T tvar

-Iodine chlorid, ICI ₃

-Chlor boritý, CLF ₃ (obe zlúčeniny sú známe ako Interhalogen)

octahedral

-Sulfur fluorid, SF ₆

-Selenium fluorid, šéf ₆

-Hexafluórfosfát, PF ₆ ^-

Záverom možno povedať, že molekulárna geometria vysvetľuje pozorovanie chemických alebo fyzikálnych vlastností látky. Orientuje sa však podľa elektronickej geometrie, preto musí byť vždy určená pred elektronickou geometriou.

Referencie

1. Whitten, Davis, Peck a Stanley. Chémia. (8. vydanie). CENGAGE Learning, s. 194-198.
2. Shiver a Atkins. (2008). Anorganická chémia. (Štvrté vydanie., Str. 23, 24, 80, 169). Mc Graw Hill.
3. Mark E. Tuckerman. (2011). Molekulárna geometria a teória VSEPR. Získané z: nyu.edu
4. Virtual Chembook, Charles E. Ophardt. (2003). Úvod do molekulárnej geometrie. Získané z: chemistry.elmhurst.edu
5. Chémia LibreTexts. (8. september 2016). Geometria molekúl. Obnovené z: chem.libretexts.org