POWRÓT

SEMESTR I

WIĄZANIA CHEMICZNE


Spis treści rozdziału - tutaj kliknij

Orbitale w tworzeniu wiązań chemicznych
Hybrydyzacja
Kwantowa teoria wiązania chemicznego

 

Orbitale w tworzeniu wiązań chemicznych

   

Elektronowa teoria tworzenia wiązań chemicznych Lewisa w prosty sposób przedstawia mechanizm tworzenia wiązania jonowego i kowalencyjnego. Ale nie wyjaśnia nam w jaki sposób elektron, który posiada właściwości falowe i ma swoje miejsce na orbitalu może tworzyć wiązania chemiczne oraz dlaczego w wiązanie kowalencyjne jest utworzone przez parę elektronową. W tym miejscu pojawia się pytanie - czy w oparciu o kwantową teorie budowy atomu jesteśmy w stanie wyjaśnić mechanizm tworzenia wiązań chemicznych?
Otóż okazuje się że można, a wprowadzenie elementów mechaniki kwantowej pozwala nam wyjaśnić dlaczego niektóre cząsteczki mają taką budowe a nie inną, dlaczego w wiązaniu kowalencyjnym składnikiem wiążącym jest para elektronowa oraz w jaki sposób powstaje wiązanie wielokrotne i niezlokalizowane.
Na początek musimy powrócić do modelu Lewisa i spróbować zastosować elementy kwantowej teorii budowy atomu do wyjaśnienia mechanizmów tworzenia wiązania jonowego. Aby to było możliwe należy przypomnieć sobie pojęcie orbitalu, konfiguracji elektronowej i stosowane symbole do opisu orbitala i elektronów.

Wiązanie jonowe w ujęciu kwantowym

Wiązanie jonowe polega na przeniesieniu elektronu (ów) z jednego atomu do drugiego atomu, w wyniku czego powstają różnoimienne jony, które przyciągają się wzajemnie siłami elektrostatycznymi. Do przedstawienia mechanizmu tworzenia wiązania jonowego wykorzystamy kwantowe symbole orbitalu, elektronu i zapis kwantowy konfiguracji elektronowej. Za przykład posłuży nam wcześniej prezentowany mechanizm tworzenia wiązania jonowego w chlorku sodowym (NaCl).

W zapisie kwantowym.

lub

W przykładzie powstały różnoimienne jony sodu (Na+) i chloru (Cl-), które przyciągają się wzajemnie, tworząc trwały układ
[Na+Cl-]. Ponieważ każdy z jonów jest w stanie przechwycić z otoczenia jony o przeciwnym znaku i jeżeli jony nie mogą przemieszczać się oraz nie wystąpi oddziaływanie czynników zewnętrznych, tworzą sieć krystaliczną. Powstaje wtedy duża makrocząsteczka.


Wiązanie kowalencyjne w ujęciu kwantowym

Zgodnie z modelem Lewisa wiązanie kowalencyjne charakteryzuje się wspólnymi parami elektronów pomiędzy atomami tworzącymi cząsteczkę. Mankamentem tej teorii było to, że nie wyjaśniała dlaczego para elektronowa jest tym czynnikiem który decyduje o trwałości wiązania. Wyjaśnienie tego problemu stało się możliwe, kiedy teorię elektronową Lewisa zastąpiono elementami mechaniki kwantowej. Wymagało to również wprowadzenia nowych terminów do teorii wiązań, które obecnie są powszechnie używane w chemii.
Zgodnie z nowym kwantowym modelem wiązanie kowalencyjne powstaje w wyniku nakładania się (zlewania się) orbitali atomowych. To nakładanie sie orbitali może zachodzić wzdłuż osi łączącej środki jąder atomów lub poza osią z boku i ma miejsce zawsze wtedy kiedy na orbitalach znajdują się niesparowane elektrony. Przykładem jest wiązanie w cząsteczce wodoru, które powstaje w wyniku nakładania się orbitali typu s. Na każdym z tych orbitali znajduje się elektron którego najbardziej prawdopodobnym miejscem przebywania jest sfera kulista.

Powstający charakterystyczny rozkład elektronów między dwoma jądrami nosi nazwę wiązania s. W podobny sposób powstaje wiązanie s w połączeniach wodoru z fluorowcami.

Wiązanie, które tutaj powstaje jest wynikiem nakładania się orbitalu 2p (ma niesparowany elektron) z orbitalem 1s wodoru. Zajmowane przez elektrony orbitale nakładają się i zlewają w chmurę obejmującą obydwa atomy. Kształt nowego wiązania jest bardziej skomplikowany jak w połączeniu H-H, ale jest równiez zaliczane do wiązan typu s, ponieważ leży na osi połączeń środków jąder atomów. Jest to wiązanie rodzaju s-p. Wiązanie s powstaje również w wyniku sparowania elektronów orbitali p. Przykładem jest cząsteczka fluoru F2, w której wiązanie s powstało w wyniku sparowania elektronów orbitali p.

Inny typ wiązania pojawia się w cząsteczkach O2 i N2. Z poprzedniego rozdziału dowiedzieliśmy się, że w cząsteczkach O2 i N2 występują wiązania wielokrotne (podwójne i potrójne). Aby wyjaśnic w jaki sposób powstają wiązania wielokrotne postąpimy zgodnie z procedurą wyjaśniającą powstawanie wiązania s. Za przykład posłuży nam cząsteczka azotu N2.

Zgodnie z przedstawioną konfiguracją atom azotu na kazdym z trzech orbitali posiada po jednym elektronie. Gdy jednak próbujemy sparować elektrony jednego atomu azotu z elektronami drugiego atomu i utworzyc trzy wiązania, okazuje się, że tylko jeden z trzech orbitali może nałożyc się "czołowo" i utworzyć wiązanie s. Dwa pozostałe orbitale 2p każdego atomu mogą nałożyć się w wyniku bocznego nałożenia się i utworzyć wiązanie p. W tak utworzonym wiązaniu dwa elektrony znajdują się w dwóch płatach, po jednym z każdej strony osi międzyjądrowej.
Na podstawie powyższych uwag możemy opisać wiązanie w cząsteczce azotu. Składa sie ono z trzech wiązań z których jedno powstało w wyniku czołowego nakładania się orbitali 2p, leżących na osi łączącej jądra atomów a dwa powstały w wyniku bocznego nakładania się orbitali 2p leżących poza osią międzyjądrową. Jedno wiązanie jest s a dwa wiązania typu p.
Opierając się na tych przykładach, możemy podać definicję różnych wiązań wynikające z teorii kwantowej.

  • wiązanie pojedyńcze to wiązanie s,
  • wiązanie podwójne to wiązanie s i jedno wiązanie p,
  • wiązanie potrójne to wiązanie s i dwa wiązania p.

Do góry


 

Hybrydyzacja

   

Kwantowa teoria wiązan walencyjnych przyjmuje jeszcze jedno ważne założenie, że w tworzeniu wiązania biorą udział elektrony w stanie wzbudzonym. Przyjęcie tego założenia wyjaśnia nam istotę wiązań w cząsteczkach wieloatomowych. Widoczne jest to w cząsteczce fluorku berylu BeF2 i fluorku boru BF3. Z budowy zewnętrznej powłok elektronowych berylu i boru wynika, że w stanie podstawowym Be (1s22s2) nie ma niesparowanych elektronów podobnie jak B (1s22s2p1), który ma tylko jeden niesparowany elektron zdolny do utworzenia wiązania chemicznego. Taka konfiguracja elektronowa sugeruje, że beryl nie będzie tworzył wiązań chemicznych a bor utworzy jedno wiązanie chemiczne. Wiemy jednak, że w cząsteczce BeF2 występują dwa równocenne wiązania a w cząsteczce BF3 trzy równocenne wiązania, musimy więc skorygować nasz model wiązania.
Zauważmy, że beryl ma pusty orbital 2p, podobnie i bor. Można zwiększyć liczbę zapełnionych orbitali w obu atomach przez dostarczenie energii wystarczającej do przeniesienia elektronu, czyli wzbudzenia go do orbitalu o wyższej energii. Powstaje stan wzbudzony atomu. Podobne zachowuje się węgiel w cząsteczce metanu.

Wzbudzenie elektronu do orbitalu o wyższej energii nosi nazwę promocji.
W przypadku atomu węgla, przed promocją atom ma tylko dwa niesparowane elektrony, może więc utworzyć tylko dwa wiązania; po promocji atom ma cztery niesparowane elektrony i może utworzyć cztery wiązania. To tłumaczy nam czterowartościowość atomu węgla. Podobnie i w przypadku boru, gdzie promocja daje nam trójwartościowość boru.
Chociaż potrafimy wyjaśnić wartościowość wegla i boru, nie wiemy jeszcze, dlaczego cząsteczka metanu CH4 ma kształt tetraedryczny i zawiera cztery identyczne wiązania. Podobnie i dla cząsteczki BF3, która ma trzy równocenne wiązania a budowa cząsteczki jest trygonalna.
Dla wyjaśnienia budowy cząsteczek kwantowa teoria wiązań chemicznych wprowadziła nowe pojęcie - hybrydyzacja, które polega na wzajemnym wymieszaniu orbitali s i p. W wyniku zmieszania orbitali powstają orbiale zhybrydyzowane. W przypadku atomu węgla wchodzącego w sklad cząsteczki CH4, wymieszaniu podlega orbital s z trzema orbitalami p. Po wymieszaniu powstają cztery równocenne orbitale zhybrydyzowane określane jako hybrydy sp3

Zmieszane ze sobą orbitale s i p kształtem przypominają orbitale p lecz z jednej strony orbital jest "tęższy", a z drugiej "szczuplejszy" (rys.14)


Orbital typu sp.

Ile takich zhybrydyzowanych orbitali może powstać? Otóż ilość zhybrydyzowanych orbitali która powstaje w wyniku hybrydyzacji jest równa liczbie orbitali początkowych biorących udział w procesie hybrydyzacji.

Na przykład

  • jeśli mieszamy orbital s z orbitalem p, to w wyniku otrzymamy dwa orbitale zhybrydyzowane, oznaczone jako sp. Pokazano je na rys.15.
  • mieszając jeden orbital s z dwoma orbitalami p, otrzymamy trzy zhybrydyzowane orbitale, oznaczone jako sp2 (rys.15)
  • mieszając jeden orbital s z trzema orbitalami p, otrzymamy cztery zhybrydyzowane orbitale, oznaczone jako sp3 (rys.15).

W oznaczeniach orbitali zhybrydyzowanych wskaźnik górny nie oznacza liczby elektronów, lecz liczbę orbitali danego typu, które biorą udział w procesie hybrydyzacji. Z tego wynika, że istnieją;

  • dwa orbitale zhybrydyzowane (hybrydy) typu sp
  • trzy orbitale zhybrydyzowane (hybrydy) typu sp2
  • cztery orbitale zhybrydyzowane (hybrydy) typu sp3


Schematy hybrydyzacji


Zhybrydyzowane orbitale atomu węgla

Hybrydyzacja i geometria cząsteczek

Obecnie możemy wyjaśnić powstawanie wiązania i budowę cząsteczki metanu (rys.16). Niesparowany elektron zajmuje kazdy ze zhybrydyzowanych orbitali sp3 węgla. Każdy z tych czterech elektronów może sparować się z elektronem z orbitalu 1s wodoru. W wyniku nakładania sie orbitali tych elektronów powstają wiązania s. Ponieważ cztery orbitale zhybrydyzowane są skierowane ku narożom tetraedru, taki sam jest kierunek wiązań s. Wszystkie cztery wiązania są identyczne, powstają bowiem z tej samej mieszaniny orbitali atomowych.


Hybrydyzacja dsp3 w cząsteczce PCl5

Przez analogię pierwiastki grup głównych trzeciego i dalszych okresów wykorzystują do hybrydyzacji wolne orbitale d o tej samej głównej liczbie kwantowej co orbitale s i p tworząc hybrydy. W wyniku wykorzystania orbitali d powstają warunki do pomieszczenia więcej niż czterech par elektronowych. Na przykład w wyniku wymieszania jednego orbitalu s, trzech orbitali p i jednego orbitalu d, powstają zhybrydyzowane orbitale dsp3. Tworzą one konfigurację bipiramidy trygonalnej. I faktycznie taką budowę ma cząsteczka PCl5, w której kierunek wiązań P-Cl jest wyznaczony konfiguracją bipiramidy trygonalnej (rys.17).

Z udziałem orbitali d, mogą powstać następujące ważne zespoły orbitali:

  • hybrydyzacja oktaedryczna d2sp3, gdzie powstaje sześć równoważnych zhybrydyzowanych orbitali skierowanych ku narożom ośmiościanu (oktaedru)
  • hybrydyzacja kwadratowa dsp2, gdzie powstaje cztery równoważne orbitale zhybrydyzowane skierowane ku wierzchołkom kwadratu w płaszczyznie xy
  • hybrydyzacja tetraedryczna sd3, gdzie orbital s i trzy orbitale d tworzą cztery równoważne orbitale skierowane tetraedrycznie
  • hybrydyzacja bipiramidalna dsp3, gdzie powstaje pięć nierównoważnych orbitali zhybrydyzowanych skierowanych ku narożom bipiramidy trygonalnej

Poniżej przykłady wybranych hybrydyzacji


Przykłady hybrydyzacji

Zjawisko hybrydyzacji z powodzeniem mozna wykorzystać do opisywania wiązań w cząsteczkach zawierających więcej niż jeden atom centralny. Przykładem tego rodzaju cząsteczek są węglowodory w których atomy węgla mogą łączą się w długie łańcuchy a między atomami węgla mogą występować wiązania pojedyńcze, podwójne i potrójne.

W cząsteczce etanu, każdy z atomów węgla ma hybrydyzację sp3, co oznacza, że każdy z atomów węgla zawiera jeden niesparowany elektron w każdym ze swych czterech zhybrydyzowanych orbitali. Tym samym, każdy z atomów może utworzyć cztery wiązania s skierowane ku narożom tetraedru.
W cząsteczce etenu występuje wiązanie podwójne między atomami węgla. A to oznacza, że jedno z tych wiązań jest typu s a drugie p. Badania kątów między wiązaniami wykazały, że na węglach występuje hybrydyzacja sp2 a w każdym z trzech zhybrydyzowanych orbitali znajduje się jeden elektron. Czwarty elektron każdego z węgli musi byc niezhybrydyzowany i znajdować się na orbitalu 2p. Sposób wykorzystania orbitali jest następujący. Dwa atomy węgla tworzą wiązanie s przez nałożenie się zhybrydyzowanych orbitali sp2. Pozostałe dwa zhybrydyzowane orbitale sp2 tworzą wiązania s z atomami wodoru. Pozostałe dwa elektrony z orbitali 2p mogą sparować się i utworzyć wiązanie p przez boczne nakładanie się. W podobny sposób tłumaczymy powstawanie wiązania potrójnego w cząsteczce etynu.
W oparciu o zjawisko hybrydyzacji można wyjaśnić budowę cząsteczek w których nie można dokładnie określić położenia wiązania podwójnego. Taką budowę ma cząsteczka benzenu, której konstrukcja jest pierścieniowa. Budowę cząsteczki benzenu wyjaśnia teoria E.Huckela. Zakłada ona hybrydyzację sp2 wszystkich atomów węgla.


Wiązania w benzenie

Nakładające się orbitale zhybrydyzowane tworzą symetryczny sześciokątny pierścień złożony z wiązań s. Sześć skierowanych prostopadle do płaszczyzny pierścienia orbitali typu p, obsadzonych pojedyńczymi elektronami, tworzy orbital zdelokalizowany p. Jest on obsadzony sześcioma elektronami (sekstet elektronowy) i otacza wszystkie atomy węgla (rys. 19). W rezultacie powstają dwie ciągłe chmury elektronowe w kształcie pierścienia kołowego, jedna leżąca powyżej, a druga poniżej płaszczyzny wyznaczonej przez atomy pierścienia.
Dla zaznaczenia delokalizacji, sekstet elektronów zaznacza się w pierścieniu benzenowym za pomocą kółka.

Orbitale zhybrydyzowane można tworzyć również z udziałem orbitali atomowych całkowicie zapełnionych. Przykładem jest cząsteczka amoniaku. Budowa przestrzenna cząsteczki wskazuje że ma ona budowę tetraedryczną, przyjmujemy więc, że w atomie azotu występują cztery zhybrydyzowane orbitale sp3.

Ponieważ atom azotu ma pięć elektronów walencyjnych, jeden z tych zhybrydyzowanych orbitali jest już obsadzany podwójnie (patrz powyższy rysunek).

Dwa elektrony w tym orbitalu tworzą wolną parę w cząsteczce NH3. Wolna para elektronowa atomu azotu zajmuje orbital niewiążący, orbital zawierający elektrony, które nie uczestniczą w wiązaniu. Elektrony 1s trzech atomów wodoru zostają sparowane z trzema niesparowanymi elektronami w pozostałych zhybrydyzowanych orbitalach sp3. W wyniku nakładania sie orbitali powstają trzy wiązania s.

Do góry


 

Kształty cząsteczek - teoria VSEPR

   

Na podstawie wiedzy przedstawionej w poprzednim rozdziale wiadomo jest, że na podstawie znajomości struktury elektronowej atomów i różnych możliwości typów hybrydyzacji można przewidzieć kształt cząsteczek i kąty pomiędzy wiązaniami w cząsteczkach. Najprostszą metodą, któta pozwala nam przewidywać przestrzeną budowę cząsteczek jest metoda VSEPR (Valence Shell Elektron Pair Repulsion - odpychanie się par elektronowych powłoki walencyjnej)

Istotą tej metody jest ocena wzajemnego oddziaływania na siebie par elektronowych wiązań pomiędzy atomem centralnym A a ligandami L oraz wolnych par elektronowych E rozmieszczonych wokół atomu centralnego A.
W wyniku tego oddziaływania chmury elektronowe pochodzące od par elektronowych wiązań i wolnych par elektronowych atomu centralnego A zajmują w przestrzeni położenia jak najbardziej oddalone od siebie.

Wzór ogólny takiej cząsteczki możemy zapisać wzorem

ALnEm

gdzie: n - ilość par elektronowych wiązań, m - ilość wolnych par elektronowych atomu centralnego

Znając łączną liczbę par elektronowych można określić ich spodziewane położenie, a więc kąty między wiązaniami w cząsteczce.

W zależności od ilości par elektronowych wiązań (n) i wolnych par elektronowych (m) cząsteczka może przyjąć następujące struktury

Geometria VSEPR

Ilość par elektronowych (n +m)

Geometria

2

liniowa

3

trygonalno płaska

4

tetraedryczna

5

piramida trygonalna podwójna

6

oktaedr

Ponieważ na kierunkach wiązań występują atomy lub małe grupy atomów (ligandy) z dużym przybliżeniem możemy przedstawić (narysować) budowę cząsteczki.

Jeżeli w cząsteczce mamy tylko dwie pary elektronów (n + m =2) wykorzystane do utworzenia wiązań to największą odległość między chmurami elektronowymi zapewnia struktura liniowa (patrz rysunek)

Dla trzech par elektronów (n + m = 3) najbardziej korzystnym jest rozmieszczenie chmur elektronowych na jednej płaszczyznie i kątach między wiązaniami 120o (patrz rysunek)- struktura trygonalno-płaska.

Odpowiednio przy czterech parach (n + m = 4) elektronowych korzystnym dla cząsteczki jest przyjęcie struktury tetraedrycznej w której kąty między dwoma wiązaniami są jednakowe i odpowiadają kątom czworościanu foremnego - 109,5o (patrz rysunek).

Przy pięciu parach elektronów (n + m = 5) cząsteczka ma budowę podwójnej piramidy trójkątnej (patrz rysunek)

oraz odpowiednio dla sześciu par elektronowych (n + m = 6) oktaedru (patrz rysunek)

Idealne struktury, takie jakie zostały przedstawione na rysunkach wyżej osiągniemy jeżeli na atmie centralnym nie występują wolne pary elektronowe a na kierunkach wiązań będziemy mieli do czynienia z takimi samymi ligandami.
W przypadku kiedy na atomie centralnym pojawią się pary elektronowe i ligandy będą różne, siły odpychania chmur elektronowych zmieniają się co prowadzi do zmiany kątów między wiązaniami. Cząsteczka dalej zachowuje swoją strukturę (tabela wyżej), ale wzajemne położenie ligandów zmienia się, wskutek zmiany kątów między wiązaniami.


Określenie prawdopodobnej struktury cząsteczek

Dla określenia prawdopodobnej struktury cząsteczek przyjmujemy następujące reguły:

  • atomy w cząsteczkach łączą się z wykorzystaniem par elektronowych (wiązania sigma i pi)
  • niektóre atomy w cząsteczkach posiadają wolne pary elektronowe nie tworzące wiązań chemicznych
  • pary elektronowe wiązań i wolne pary elektronowe zajmują w przestrzeni położenia jak najbardziej oddalone od siebie
  • najsilniej odpychają się dwie wolne pary elektronowe, słabiej wolna para elektronowa i chmura elektronowa wiązania, najsłabiej chmury elektronowe dwóch wiązań
  • siły odpychania chmur elektronowych wiązań zmniejszają się w miarę wzrostu elektroujemności ligandu
  • siły odpychania wolnych par elektronowych zmniejszają się w miarę wzrostu promienia atomu centralnego

Dla określenia prawdopodobnej struktury cząsteczek postępujemy w następującej kolejności:

  • określamy atom centralny i ligandy oraz rysujemy wzory Lewisa dla tej cząsteczki
  • określamy ilość elektronów walencyjnych atomu centralnego
  • określamy ilość elektronów ligandów wykorzystanych do utworzenia wiązań
  • określamy ilość elektronów pochodzącą od donora par elektronowych (np. NH3)
  • określamy ilość elektronów atomu centralnego wykorzystaną do utworzenia wiązań typu pi (podwójne i potrójne)
  • obliczamy sumę elektronów
  • obliczamy łączną ilość par elektronowych dzieląc obliczoną sumę elektronów przez 2
  • określenie typu struktury przez porównie z tabelą (patrz wyżej) lub z rysunkami wzorcowymi
  • korekta kątów między wiązaniami na podstawie reguł opisanych wyżej

Przykłady

Metan

Struktura Lewisa:

Atom centralny:

węgiel

Ilość elektronów walencyjnych atomu centralnego:

4

Ilość elektronów ligandów - 4 atomy H:

4

Razem:

8

Obliczamy ilośc par elektronowych dzieląc przez 2

4

4 pary elektronów - struktura tetraedryczna

Amoniak

Struktura Lewisa:

Atom centralny:

amoniak

Ilość elektronów walencyjnych atomu centralnego:

5

Ilość elektronów ligandów - 3 atomy H:

3

Razem:

8

Obliczamy ilośc par elektronowych dzieląc przez 2

4

4 pary elektronów - struktura tetraedryczna

BF3

Struktura Lewisa:

Atom centralny:

bor

Ilość elektronów walencyjnych atomu centralnego:

3

Ilość elektronów ligandów - 3 atomy F:

3

Razem:

6

Obliczamy ilość par elektronowych dzieląc przez 2

3

3 pary elektronów - struktura trygonalna

Propen

Struktura Lewisa:

Atom centralny:

węgiel (MeCH=CH2)

Ilość elektronów walencyjnych atomu centralnego:

4

Ilość elektronów ligand Me(CH3) - 1 grupa:

1

Ilość elektronów ligand H - 1 H:

1

Ilość elektronów ligand =CH2 - 1 elektron sigma:

1

ilość elektronów atomu centralnego wykorzystaną do utworzenia wiązań typu pi

-1

Razem:

6

Obliczamy ilośc par elektronowych dzieląc przez 2

3

3 pary elektronów - struktura trygonalna

PF6- - anion

Struktura Lewisa:

Atom centralny:

fosfor

Ilość elektronów walencyjnych atomu centralnego:

5

Ilość elektronów ligandów - 6 atomów F:

6

Ilość elektronów ładunku anionu:

1

Razem:

12

Obliczamy ilośc par elektronowych dzieląc przez 2

6

6 par elektronów - struktura oktaedryczna


Przykłady różnych struktur

Struktury liniowe AL2

Przykłady z wiązaniem pojedyńczym :

Przykładem jest cząsteczka BeCl2

Cl - Be - Cl

Przykłady z wiązaniem podwójnym

Przykładem jest cząsteczka CO2 i CS2

O = C = O               S = C = S

>

AL2

AL2


Struktura trygonalna

Zawiera dwie rodziny :

AL3

AL2E

Trygonalna płaska

Kątowa

Przykłady z wiązaniem pojedynczym BCl3 i SnCl2:

B

Sn

[He] 2s2 2p1

[Kr] 4d10 5s2 5p2

AL3

AL2E

Przykłady z wiązaniami wielokrotnymi SO3, O3 i NSF :

S

O

N

[Ne] 3s2 3p4

[He] 2s2 2p4

[He] 2s2 2p3

AL3

AL2E

AL2E


Struktura tetraedryczna

Struktura ta posiada trzy rodziny:

AL4

AL3E

AL2E2

Tetraedryczna

Trygonalno piramidalna

Kątowa

Przykłady z wiązaniami pojedyńczymi - SiF4, PCl3, Cl2O:

Si

P

O

[Ne] 3s2 3p2

[Ne] 3s2 3p3

[He] 2s2 2p4

AL4

AL3E

AL2E2

Przykłady z wiązaniem wielokrotnym - POCl3, SO42-:

P

S

[Ne] 3s2 3p1

[Ne] 3s2 3p4

AL4

AL4


Struktura piramidy trygonalnej podwójnej

Struktura ta posiada cztery rodziny:

AL5

AL4E

AL3E2

AL2E3

Piramida trygonalna podwójna

Piły

T-kształt

Liniowa

Przykłady z wiązaniem pojedyńczym :

P

S

Cl

I

[Ne] 3s2 3p3

[Ne] 3s2 3p4

[Ne] 3s2 3p5

[Kr] 4 d10 5s2 5p5

AL5

AL4E

AL3E2

AL2E3

Przykłady z wiązaniami wielokrotnymi :

S

I

[Ne] 3s2 3p4

[Kr] 4 d105s2 5p5

AL5

AL4E


Struktura oktaedryczna

Struktura ta ma trzy rodziny:

AL6

AL5E

AL4E2

Oktaedryczna

Kwadratowa piramidalna

Kwadratowa płaska

Przykłady z wiązaniem pojedyńczym:

S

Br

I

[Ne] 3s2 3p4

[Kr] 3 d10 4s2 4p5

[Kr] 4 d10 5s2 5p5

AL6

AL5E

AL4E2

Przykłady z wiązaniem wielkokrotnym :

I

Xe

[Kr] 4 d10 5s2 5p5

 [Kr] 4 d10 5s2 5p6

AL6

AL5E

Do góry


   

 

 (C) 2010 - 2013 Wydział Przyrodniczo - Techniczny KPSW. All Rights Reserved