sterisch getal

in het bericht van vandaag zullen we de VSEPR theorie bespreken die ons helpt de meetkunde van moleculen te begrijpen. Ten eerste, waar staat VSEPR voor? Het is de valentieschil elektronenpaar Afstotingstheorie. Let op het gemarkeerde woord ‘afstoting’.

het is het sleutelwoord en alles wat je nodig hebt om dit concept te begrijpen is het in gedachten houden van het idee dat atomen zo ver mogelijk van elkaar willen blijven vanwege de afstoting tussen de elektronen op hen.

laten we deze modelvoorbeelden gebruiken om te illustreren hoe dit werkt., De rode bol staat voor het centrale atoom en de Blauwe zijn ermee verbonden:

rekening houdend met het feit dat de blauwe atomen elkaar afstoten, Stel een Optimale geometrie voor. Een oriëntatie die ze zo ver mogelijk wegzet met dezelfde hoek tussen alle.,

in dit geval maakt het mogelijk om de Optimale geometrie te bereiken:

wanneer er drie atomen rond de centrale eenheid zijn, is de optimale hoek 120o:

wat denk je dat het is wanneer er vier atomen verbonden zijn met het centrum?

als je nog nooit van de tetrahedrale meetkunde hebt gehoord en dacht dat het 90o was, dan is dat prima, dat deden we allemaal toen we dit onderwerp voor het eerst leerden kennen., De tetrahedrale meetkunde is echter een betere uitlijning omdat de hoek tussen de groepen 109.5 o is:

elk van deze meetkunden die we hebben besproken heeft een naam:

Er kunnen meer dan vier atomen zijn, maar het is nooit het geval voor de koolstof, en dat is waarom we niet naar die omdat deze post wordt gevolgd in de richting van organische chemie.

laten we nu naar wat terminologie gaan. In de modeldemonstratie hierboven zeiden we dat de blauwe bollen atomen voorstellen., Echter, in echte moleculen, kunnen ze atomen of eenzame paren van elektronen. Bijvoorbeeld, in de Lewis structuur van water, kunnen we zien dat het twee atomen en twee eenzame paren van elektronen heeft.

dit veronderstelt dat u de Lewis structuren al kent, dus als u dit artikel niet controleert.,

in totaal zijn er vier eenheden rond de zuurstof in water:

De som van het aantal atomen en eenzame paren wordt sterisch getal (Sn) genoemd:

u kunt een andere formule hebben voor het sterische getal dat het aantal bindingen omvat. Als u deze formule echter gebruikt, hoeft u zich geen zorgen te maken over de soorten obligaties. Of het nu een enkele, dubbele of een drievoudige binding is, het zijn atomen + eenzame paren voor elk bindingstype.,

merk op dat de laatste twee moleculen hetzelfde sterische getal (4) hebben, maar een ander aantal atomen en eenzame paren. Daarom moeten we de elektronen en moleculaire geometrieën identificeren.

voor de Elektronengeometrie behandelen we atomen en elektronen gelijk. De laatste twee moleculen in de voorbeelden hierboven (CH4 en NH3) zijn beide tetraëdrisch.,

SN (C) = 4 atomen + 0 eenzame paren = 4

SN (N) = 3 atomen + 1 eenzame paar = 4

Dit komt overeen met een tetrahedrale elektronengeometrie:

hun moleculaire geometrieën zijn echter verschillend. Voor methaan (CH4) is het tetraëdrisch en voor ammoniak (NH3) is het trigonaal piramidaal., Het eenzame paar op de stikstof is belangrijk en als het er niet was, zouden we een hypothetisch molecuul hebben met een vlakke/vlakke geometrie:

waarom negeren we het eenzame paar voor het benoemen van de moleculaire geometrie? Een manier om ernaar te kijken is het feit dat elektronen oneindig kleiner en lichter zijn dan kernen en wanneer we kijken naar moderne microscopen, zien we ze niet.,

Gebruik deze tabel om de elektron-en moleculaire geometrie te bepalen, voor alle combinaties van atomen en eenzame paren:

Hierna volgt een doorloop van de voorbeelden in de tabel:

1. Teken de Lewis-structuur voor het molecuul.

2. Tel het aantal atomen en eenzame paren elektronen op het centrale atoom (sterisch getal)

3. Schik ze op een manier die afstoting minimaliseert (zo ver mogelijk uit elkaar).

4., Bepaal de naam van de elektron en moleculaire meetkunde.

A) BeCl2

1) Hier is de Lewis-structuur:

2) S. N. (Be) = 2 atomen + 0 eenzame paren = 2. Dit valt in de eerste categorie in de tabel en het is een AX2 type.

3) Zet de chlorines op 180o

4) Dit is liner voor zowel de elektronengeometrie als de moleculaire meetkunde aangezien de Be geen eenzame paren heeft.

B) BH3

1) Hier is de Lewis-structuur:

2) het sterische Aantal borium is S. N., (B) = 3 atomen + 0 eenzame paren = 3. Dit valt in de tweede categorie en AX3 type.

3) de boronen moeten 120 ° bedragen om de afstoting te minimaliseren:

4) deze opstelling wordt een trigonaal vlak genoemd. Alle atomen zitten op hetzelfde vlak.

C) CH2NH

1) Lewis-structuur:

2) S. N (N) = 2 atomen + 1 lone pair = 3. Dit valt in de tweede categorie en AX2E type.,

3) de atomen en elektronen rond de stikstof zijn ongeveer 120o

4) en dit wordt een gebogen geometrie genoemd omdat het molecuul er gebogen uitziet als we de eenzame paren negeren:

een ding om hier op te wijzen is het feit dat de eenzame paren een sterkere afstoting hebben dan atomen. Daarom zijn de verwachte hoeken niet altijd 100% in overeenstemming met wat ze eigenlijk zijn:

we komen hier op terug bij het bespreken van de H2O en NH3.

D) CH4

1) Lewis-structuur:

2) S. N., (C) = 4 atomen + 0 eenzame paren = 4. Dit is een AX4 type.

3) de atomen staan op 109,5 o

4) en zijn tetrahedraal voor elektronen en moleculaire meetkunde.

E) NH3

1) Lewis-structuur:

2) S. N. (N) = 3 atomen + 1 lone pair = 4 en het is een AX3E-type in de tabel.

3) de atomen bij het eenzame paar zijn naar verwachting 109.,5o echter, omdat de walging van het eenzame paar sterker is, is de hoek tussen de hydrogenen ongeveer 107o:

4) Dit wordt een trigonale piramidale meetkunde genoemd.

F) H2o

1) Lewis-structuur:

2) S. N. (O) = 2 atomen + 2 eenzame paren = 4. Dit is onder het AX2E2 type in de tabel.

3) de atomen bij het eenzame paar zullen naar verwachting 109,5 o zijn, maar omdat de afkeer van het eenzame paar sterker is, is de hoek tussen de waterstofatomen ongeveer 104.,5o:

4) Dit wordt een gebogen geometrie genoemd.

merk op dat de hoeken in water en molecuul C (CH2NH) verschillend zijn, zelfs als ze beide gebogen zijn. En de reden is dat, onthoud, de hoek wordt gedefinieerd op basis van de elektronengeometrie. Afhankelijk hiervan kan de hoek variëren.

VSEPR en geometrie van organische moleculen

voor kleinere moleculen hebben we een centraal atoom op basis waarvan we de moleculaire geometrie bepalen. Nochtans, wanneer het werken met grotere organische molecules, kan het niet nauwkeurig zijn om te zeggen dat dit molecuul tetraëdrisch of trigonaal vlak, enz.is.,

er is bijvoorbeeld geen centraal atoom in dit molecuul:

en de geometrie wordt bepaald voor elk betrokken atoom. Laten we het voor de genummerde atomen doen:

zuurstof 1 is verbonden met één atoom en heeft twee eenzame paren waardoor het SN = 3 is. De elektronenmeetkunde is trigonaal vlak, maar heeft een lineaire moleculaire meetkunde.

koolstof 2 heeft drie atomen en geen eenzame paren, wat sterisch nummer 3 is., Daarom zijn de elektronen en moleculaire geometrieën trigonaal vlak:

zuurstof 3 is verbonden met twee atomen en heeft twee eenzame paren en net als in water, S. N. (O) = 2 atomen + 2 eenzame paren = 4. Daarom heeft het een tetrahedrale elektronengeometrie en een gebogen moleculaire meetkunde: