VSEPR

Z Wikipedii, wolnej encyklopedii
Skocz do: nawigacji, wyszukiwania

VSEPR (ang. Valence Shell Electron Pair Repulsion – pl. odpychanie par elektronowych powłoki walencyjnej). Metoda ta została zaprezentowana w 1940 roku przez Nevila Sidgwicka i Herberta Powella[1]. Według niej o budowie przestrzennej cząsteczki decyduje łączna liczba elektronów walencyjnych wokół atomu centralnego oraz orientacja przestrzenna obszarów orbitalnych, w których mieszczą się te elektrony.

Teoria VSEPR zakłada, że pary elektronów są rozmieszczone wokół atomu centralnego tak, aby siły wzajemnego odpychania były możliwie jak najmniejsze, przy czym w sumarycznym efekcie wszystkich odpychań istotny jest udział wolnych (niewiążących) i wiążących par elektronowych. Najsłabiej odpychają się pary wiążące, potem para wiążąca z wolną parą elektronową, a najsilniej dwie wolne pary elektronowe. Inaczej mówiąc, jeżeli odległości par decydujących o geometrii cząsteczki są maksymalne, to w zależności od liczby tych par powstają pewne uprzywilejowane struktury o charakterystycznym rozmieszczeniu wolnych i wiążących par elektronowych na wyróżnionych kierunkach wokół atomu centralnego.

Regularne kształty cząsteczek powstają tylko wtedy, gdy wszystkie pary elektronów wiążących zostaną wykorzystane do związania takich samych atomów. Występowanie w cząsteczce różnych ligandów wokół atomu centralnego i niewiążących par elektronowych zaburza idealne struktury, np. wraz z rosnącą liczbą wolnych par elektronowych może następować zmiana kąta wiązania.

W niektórych przypadkach metoda VSEPR nie nadaje się do przewidywania budowy przestrzennej związków, gdyż nie prowadzi do prawidłowego opisu ich struktury, np. nie jest wygodne zastosowanie jej do opisu budowy cząsteczek zawierających wiązania zdelokalizowane.

Opis koncepcji[edytuj | edytuj kod]

Właściwości i geometrię cząsteczek typu ABn można opisać, przyjmując że:

  • A jest atomem centralnym i n atomów B (jednakowych bądź różnych), zwanych roboczo ligandami, uczestniczy w tworzeniu orbitali molekularnych z atomem A
  • cząsteczka zawiera pierwiastki grup głównych układu okresowego
  • hybrydyzacji ulegają orbitale atomu centralnego A
  • jeżeli cząsteczka zawiera więcej niż jeden atom centralny to hybrydyzacji ulegają wszystkie atomy centralne (jak np. C w etenie CH2=CH2)

Wśród elektronów walencyjnych atomu centralnego wyróżnia się:

  • wolne pary elektronowe danego atomu (zlokalizowane w polu jednego jądra) - stanowią pary niewiążące
  • elektrony, które są wspólne dla dwóch sąsiadujących atomów - stanowią pary wiążące (pary zlokalizowane w polu dwóch sąsiadujących jąder)

Wśród par wiążących wyróżnić można pary σ i pary π, które mogą tworzyć:

  • wiązania typu σ (o symetrii względem osi łączącej jądra)
  • wiązania typu π (o obszarze orbitalnym złożonym z dwóch fragmentów leżących poza osią łączącą jądra)

Określonym wartościom liczby przestrzennej oznaczanej symbolem Lp, równej liczbie orbitali zhybrydyzowanych (LH), odpowiada określona geometria cząsteczka. O kształcie cząsteczki decyduje liczba wiążących par elektronowych (PW) i wolnych par elektronowych (WPE). Ich suma wskazuje typ hybrydyzacji, a tym samym podstawowy wielościan koordynacyjny, którego naroża zajmują atomy lub wolne pary elektronowe:

Lp = σPW + WPE = LH

gdzie:

  • σPW - liczba par elektronowych tworzących wiązanie a; wynosi ona tyle, ile atomów B jest przyłączonych do atomu centralnego A. Przykład: dla PCl5 σPW = 5, dla H2O σPW = 2, dla COCl2 σPW = 3,
  • WPE - liczba wolnych par elektronowych atomu centralnego; oblicza się ją odejmując od liczby elektronów walencyjnych atomu centralnego A, taką liczbę elektronów, jaka jest potrzebna do uzupełnienia konfiguracji wszystkich atomów B i dzieli przez 2, czyli WPE = 1/2 [liczby elektronów walencyjnych atomu A pomniejszona o liczbę elektronów potrzebną do uzupełnienia oktetów (lub dubletów dla wodoru) dla n atomów B]. Dla jonów ujemnych zwiększa się, a dla jonów dodatnich zmniejsza się liczbę elektronów walencyjnych o ładunek jonu. Przykład: Dla H2O WPE = (6-2)/2 = 2, dla SO42− WPE = (6+2−8)/2 = 0.

Wartość liczby przestrzennej możemy ustalić:

  • ze wzoru elektronowego cząsteczki
  • lub przez obliczenie:
    • najpierw liczby wolnych par elektronowych atomu centralnego,
    • a następnie liczby przestrzennej,
    • ostatni etap opisu budowy przestrzennej cząsteczki opiera się na fakcie, że do każdej wartości Lp jest przyporządkowana charakterystyczna struktura przestrzenna. Można więc powiedzieć, że przestrzenna budowa cząsteczki, a zatem kierunki, w jakich ustawiają się ligandy i wolne pary elektronowe, są określone liczbą przestrzenną.

Zależność między liczbą wolnych i wiążących par elektronowych a kształtem cząsteczki według modelu VSEPR zebrano w tabeli:

Typ Cząsteczki:

A - atom centralny
X - ligandy
E - wolne pary elektronowe

Liczba przestrzenna Typ hybrydyzacji Kształt cząsteczki Rozmieszczenie elektronów

(na żółto zaznaczono wolne pary elektronowe)

Geometria cząsteczki Przykłady
AX1En cząsteczka dwuatomowa AX1E0-3D-balls.png AX1E0-3D-balls.png HF, O2
AX2E0 2 sp linia AX2E0-3D-balls.png Linear-3D-balls.png BeCl2, HgCl2, CO2
AX2E1 3 sp2 Kształt litery V AX2E1-3D-balls.png Bent-3D-balls.png NO2, SO2, O3
AX2E2 4 sp3 Kształt litery V AX2E2-3D-balls.png Bent-3D-balls.png H2O, OF2
AX2E3 5 sp3d[2] linia AX2E3-3D-balls.png Linear-3D-balls.png XeF2, I3
AX3E0 3 sp2 trójkąt równoboczny AX3E0-3D-balls.png Trigonal-3D-balls.png BF3, CO32−, NO3, SO3
AX3E1 4 sp3 piramida trygonalna AX3E1-3D-balls.png Pyramidal-3D-balls.png NH3, PCl3
AX3E2 5 sp3d[2] kształt litery T AX3E2-3D-balls.png T-shaped-3D-balls.png ClF3, BrF3
AX4E0 4 sp3 tetraedr AX4E0-3D-balls.png Tetrahedral-3D-balls.png CH4, PO43−, SO42−, ClO4
AX4E1 5 sp3d[2] nieregularny tetraedr AX4E1-3D-balls.png Seesaw-3D-balls.png SF4
AX4E2 6 sp3d2[2] kwadrat, płaski AX4E2-3D-balls.png Square-planar-3D-balls.png XeF4
AX5E0 5 sp3d[2] bipiramida trygonalna Trigonal-bipyramidal-3D-balls.png Trigonal-bipyramidal-3D-balls.png PCl5
AX5E1 6 sp3d2[2] piramida kwadratowa AX5E1-3D-balls.png Square-pyramidal-3D-balls.png ClF5, BrF5
AX6E0 6 sp3d2[2] oktaedr AX6E0-3D-balls.png Octahedral-3D-balls.png SF6
AX6E1 7 sp3d3[2] piramida pentagonalna AX6E1-3D-balls.png Pentagonal-pyramidal-3D-balls.png XeF6
AX7E0 7 sp3d3[2] bipiramida pentagonalna AX7E0-3D-balls.png Pentagonal-bipyramidal-3D-balls.png IF7
Liczba
przestrzenna
kształt cząsteczki
brak wolnych par elektronowych
1 wolna para elektronowa 2 wolne pary elektronowe 3 wolne pary elektronowe
2 AX2E0-2D.png
linia
     
3 AX3E0-side-2D.png
trójkąt równoboczny
AX2E1-2D.png
Kształt litery V
   
4 AX4E0-2D.png
tetraedr
AX3E1-2D.png
piramida trygonalna
AX2E2-2D.png
Kształt litery V
 
5 AX5E0-2D.png
bipiramida trygonalna
AX4E1-2D.png
nieregularny tetraedr
AX3E2-2D.png
kształt litery T
AX2E3-2D.png
liniowy
6 AX6E0-2D.png
oktaedr
AX5E1-2D.png
piramida kwadratowa
AX4E2-2D.png
kwadrat, płaski
 
7 AX7E0-2D.png
bipiramida pentagonalna
AX6E1-2D.png
piramida pentagonalna
   

Poniżej podano przykłady obliczeń odpowiednich parametrów, dzięki którym, przy zastosowaniu metody VSEPR, można określić budowę cząsteczki:

Atom centralny Wolne pary elektronowe Liczba przestrzenna

Lp= PW + WPE

typ hybrydyzacji kształt
C w CH4 (4−4x1)/2 = 0 4+0=4 sp3 Tetraedr
O w H2O (6−2x1)/2=2 2+2=4 sp3 Kształt litery V
N w NH3 (5−3x1)/2=1 3+1=4 sp3 Piramida trygonalna
S w SO2 (6−2x2)/2=1 2+1=3 sp2 Kształt litery V
C w CO32− (4−3x2+2)/2=0 3+0=3 sp2 trójkąt równoboczny
C w CO2 (4−2x2)/2=0 2+0=2 sp liniowa

Przypisy

  1. N.V.Sidgwick, H.M.Powell. Stereochemical Types and Valency Groups (Bakerian Lecture). „Proc.Roy.Soc.A”. 176, s. 153–180, 1940. 
  2. 2,0 2,1 2,2 2,3 2,4 2,5 2,6 2,7 2,8 Według współczesnych poglądów, rzeczywisty udział orbitali d w wiązaniu jest znikomy. Zob. np. J. M. Galbraith. On the role of d orbital hybridization in the chemistry curriculum. „J. Chem. Educ.”. 84 (5), s. 783-787, 2007. doi:10.1021/ed084p783.