VSEPR

VSEPR, Valence Shell Electron Pair Repulsion, je teorie, která předpovídá rozložení vazebných elektronovýcxh párů v prostoru a tím i tvar molekuly. Tato teorie je vhodná pouze pro sloučeniny nepřechodných prvků.

Teorie byla poprvé formulována v roce 1939 Ryutarem Tsuchidou, v roce 1957 pak byla rozšířena a upravena Ronaldem Gillespie a Ronaldem Sydney Neyholmem, aby byla schopná poskytnout výběr několika alternativních geometrií.

Platí tři základní pravidla:

  1. Elektronové páry centrálního atomu se v prostoru rozmístí tak, aby byly co nejdále od sebe a měly minimální energii.
  2. Nevazebný elektronový pár odpuzuje ostatní elektronové páry nejvíce, odpuzování vazebných elektronových párů je slabší a klesá v pořadí trojná vazba > dvojná vazba > jednoduchá vazba. Vazba k elektropozitivnějšímu atomu vykazuje větší odpuzování než vazba k atomu s vyšší elektronegativitou.
  3. Tvar molekuly je dán pouze polohou vazebných elektronových párů.

Notace AXE

Pro potřeby VSEPRu používáme k označování molekul notaci AXE, symbolem A označujeme centrální atom, X jsou ligandy a E nevazebné elektronové páry. Např. CO2 označíme jako AX2 a SO2 jako AX2E. Takto můžeme snadněji určit výchozí tvar a následně konečný tvar molekuly.

Výchozí tvary

Při určování tvaru molekuly nejprve spočítáme počet vazebných (σ) i nevazebných elektronových párů, celkový počet párů nám určí výchozí tvar.

Počet párů Hybridizace Tvar
2 sp lineární AX2
3 sp2 trojúhelník AX3
4 sp3 tetraedr AX4
5 sp3d trigonální bipyramida AX7
6 sp3d2 oktaedr AX7
7 sp3d3 pentagonální bipyramida AX7

Určení tvaru molekuly

Pokud nejsou na centrálním atomu žádné volné páry, odpovídá tvar molekuly odpovídajícímu výchozímu páru, v případě že nejsou všechny ligandy shodné, dochází k deformaci úhlů, tak aby odpuzování elektronových párů bylo minimální. V případě vazeb stejného řádu, rozhoduje o míře odpuzování elektronegativita atomu, který je navázán na centrální atom. Čím bude elektronová hustota v blízkosti centrálního atomu vyšší (tzn. čím bude elektronegativita navázaného atomu nižší), tím bude odpuzování silnější.

Dva elektronové páry

Molekuly typu AX2 (např. CO2) i AXE (např. CO) jsou vždy lineární, vazebný úhel je 180°.

Tři elektronové páry

Výchozím tvarem je rovnostranný trojúhelník, např. pro BCl3, vazebné úhly jsou 120°. Pokud je jeden elektronový pár nevazebný, je tvar molekuly lomenný s vazebným úhlem menším než 120°, např. u SO2.

Čtyři elektronové páry

Výchozím tvarem je tetraedr, kde jsou vazebné úhly 109,5°, příkladem může být molekula methanu (CH4). Pokud je jeden pár nevazebný, získáme trojbokou pyramidu (NH3), úhly jsou menší než 109,5°. Pokud jsou dva páry nevazebné, je tvar molekuly lomenný (H2O) s úhlem menším než 109,5°.

Pět elektronových párů

Výchozím tvarem je trojboká bipyramida, vazebné úhly jsou v equatoriální rovině (trojúhelníková podstava) 120° a mezi axiální a equatoriální rovinou 90°, z toho důvodu volné elektronové páry obsazují equatoriální rovinu. takže PCl5 má tvar trojboké bipyramidy. SF4 má tvar, který se označuje jako houpačka, úhly jsou 90° a 120°.

Molekula SF4 – houpačka

Pokud jsou dva elektronové páry nevazebné, získáme tvar T, s úhlem 90°, jde např. o ClF3. V případě tří nevazebných elektronových párů získáme lineární tvar, jde např. o XeF2.

Šest elektronových párů

Výchozím tvarem je oktaedr, se všemi úhly 90°, např. SF6. V případě, že je jeden elektronový pátr nevazebný, např. u BrF5, získáme čtyřbokou pyramidu, s úhly menšími než 90°. Dva nevazebné elektronové páry, např. u XeF4, obsadí protilehlé pozice, tzn. že molekula má tvar čtverce.

Sedm elektronových párů

Výchozím tvarem je pentagonální bipyramida, vazebné úhly v ekvatoriální rovině jsou 72°, a mezi axiálními a ekvatoriálními ligandy 90°. Příkladem je interhalogenid IF7. V případě, že je jeden elektronový pátr nevazebný, např. u XeOF5, získáme pentagonální pyramidu. Dva nevazebné elektronové páry, např. u aniontu XeF5, obsadí protilehlé pozice, tzn. že molekula bude planární, tvar pětiúhelníku.

Odkazy

  1. VSEPR na anglické Wikipedii
  2. Molecular geometry and lone pairs
  3. Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory

Další kapitoly