VSEPR-teorien

VSEPR-teorien (Valence shell electron pair repulsion theory) er en modell som brukes i kjemien for å predikere den geometrien til ett molekyl fra antallet elektronpar som er rundt senteratomet.[1][2][3] VSEPR-teorien er også kjent som Gillespie-Nyholm teorien etter dens to hovedutviklere, Ronald Gillespie og Ronald Nyholm.

Eksempel på bøyd elektronarrangement. Viser plassering av ikke-parede elektronpar, bundet atomer og bindingsvinkler. (Vannmolekyl) Bindningsvinkelen for vann er 104,5 °.

Forutsetningen for VSEPR er at valenselektronparene som omgir et atom, har en tendens til å frastøte hverandre og vil derfor ordne seg geometrisk i rommet som minimerer denne frastøtingen. Dette reduserer igjen molekylens energi og øker dets stabilitet, som bestemmer molekylgeometrien. Gillespie har understreket at elektron-elektron-frastøting på grunn av Paulis eksklusjonsprinsipp er viktigere for å bestemme molekylær geometri enn elektronfrastøtning.[4]

VSEPRteorien er basert på observerbar elektrontetthet i stedet for matematiske bølgefunksjoner og dermed ikke relatert til orbital hybridisering,[5] selv om begge adresserer molekylær form. VSEPR har et fysisk grunnlag i kvantekjemisk topologiske (QCT) metoder som elektronlokaliseringsfunksjonen (ELF) og kvanteteorien om atomer i molekyler (AIM eller QTAIM).[4][6]

HistorieRediger

Ideen om en sammenheng mellom molekylær geometri og antall valenselektronpar (både delte og ikke delte par) ble opprinnelig foreslått i 1939 av Ryutaro Tsuchida i Japan,[7] og ble uavhengig presentert i en Bakerian Lecture i 1940 av Nevil Sidgwick og Herbert Powell fra University of Oxford.[8] I 1957 forbedret Ronald Gillespie og Ronald Sydney Nyholm fra University College London dette konseptet til en mer detaljert teori, i stand til å velge mellom forskjellige alternative geometrier. [9][10]

OversiktRediger

VSEPR-teorien brukes til å forutsi ordningen av elektronpar rundt ikke-hydrogenatomer i molekyler, spesielt enkle og symmetriske molekyler, der sentral atomer deltar i binding til to eller flere andre atomer; geometrien til disse nøkkelatomene og deres ikke-bindende elektronpar bestemmer i sin tur geometrien til det større helheten.

Antall elektronpar i valensskallet til et sentralt atom bestemmes etter å ha tegnet Lewis-strukturen til molekylet, og utvidet den til å vise alle bindingsgrupper og ensomme elektronpar.[1] I VSEPR-teorien er en dobbeltbinding eller trippelbinding behandlet som èn enkelt bindingsgruppe.[1] Summen av antall atomer bundet til et sentralt atom og antall ensomme par dannet av dets ikke-bindende valenselektroner er kjent som sentral atomets steriske nummer.

Elektronparene (eller gruppene hvis flere bindinger er til stede) antas å ligge på overflaten av en sfære sentrert på det sentrale atomet og har en tendens til å oppta posisjoner som minimerer deres gjensidige frastøtning ved å maksimere avstanden mellom dem.[1] Antall elektronpar (eller grupper) bestemmer derfor den generelle geometrien som de vil ha. For eksempel når det er to elektronpar som omgir det sentrale atomet, er deres gjensidige frastøtning minimal når de ligger på motsatte poler av sfæren. Derfor er det sentrale atomet spådd å vedta en lineær geometri. Hvis det er 3 elektronpar som omgir det sentrale atomet, blir deres frastøt minimert ved å plassere dem i toppunktene i en likesidig trekant sentrert på atomet. Derfor er den forutsagte geometrien trigonal. På samme måte, for 4 elektronpar, er det optimale arrangementet et tetraeder.[1]

Som et verktøy for å forutsi geometrien som er adoptert med et gitt antall elektronpar, bruker ofte en fysisk demonstrasjon av prinsippet om minimal elektronparavstøtning med oppblåste ballonger. Gjennom håndtering får ballonger en liten elektrostatisk ladning som resulterer i adopsjon av omtrent de samme geometriene når de er bundet sammen ved stilkene, der antallet ballonger tilsvarende antall elektronpar. For eksempel vedtar fem ballonger bundet sammen den trigonale bipyramidale geometrien, akkurat som de fem bindingsparene til et PCl5-molekyl.

Sterisk nummerRediger

 
Svoveltetrafluorid har et sterisk nummer på 5.

Det steriske nummeret til et sentralatom i et molekyl er antall atomer bundet til det sentrale atomet, kalt dets koordinasjonstall, pluss antall ensomme par med valenselektroner på sentralatomet.[11] I molekylet SF4 har for eksempel det sentrale svovelatomet fire ligander; koordinasjonstallet for svovel er fire. I tillegg til de fire ligandene, har svovel også et enslig elektronpar i dette molekylet. Dermed er sterktallet 4 + 1 = 5.

Grad av frastøtningRediger

Den generelle geometrien blir ytterligere raffinert ved å skille mellom bindende og ikke-bindende elektronpar. Bindingselektronparet som deles i en sigma-binding med et tilstøtende atom, ligger lenger fra det sentrale atomet enn et ikke-bindende (enslige) elektronpar av det atomet, som holdes nær den positivt ladede kjernen. VSEPR-teorien ser derfor frastøtning av det ensomme paret å være større enn frastøtning av et bindingselektronpar. Som sådan, når et molekyl har to interaksjoner med forskjellige grader av frastøting, forutsier VSEPR-teorien strukturen der ensomme par opptar stillinger som gjør at de kan oppleve mindre frastøting. Ensomme par – ensomme par (lp – lp) frastøtninger anses som sterkere enn ensomme par – bonding par (lp – bp) frastøtninger, som igjen regnes som sterkere enn bindingspar – bindingspar (bp – bp) frastøtninger, skillet som deretter styrer avgjørelser om generell geometri når to eller flere ikke-ekvivalente posisjoner er mulige.[1] For eksempel når 5 valenselektronpar omgir et sentralt atom, vedtar de en trigonal bipyramidal molekylgeometri med to aksiale posisjoner og tre ekvatoriale posisjoner. Et elektronpar i en aksial posisjon har tre nære ekvatoriale naboer bare 90 ° unna og et fjerde mye lenger ved 180 °, mens et ekvatorialt elektronpar bare har to tilstøtende par ved 90 ° og to ved 120 °. Frastøtet fra de nære naboene ved 90 ° er viktigere, slik at de aksiale posisjonene opplever mer frastøting enn ekvatorialposisjonene; Derfor, når det er ensomme elektronpar, har de en tendens til å oppta ekvatoriale posisjoner som vist i diagrammene for neste avsnitt for sterisk nummer fem.[12]

Forskjellen mellom ensomme elektronpar og bindingspar kan også brukes til å rasjonalisere avvik fra idealiserte geometrier. For eksempel har H2O-molekylet fire elektronpar i valensskallet: to ensomme par og to bindingspar. De fire elektronparene er spredt slik at de grovt peker mot tetraederens topper. Bindningsvinkelen mellom de to O-H-bindingene er imidlertid bare 104,5 °, i stedet for 109,5 ° for en vanlig tetraeder, fordi de to ensomme parene (hvis tetthet eller sannsynlighetskonvolutten ligger nærmere oksygenkjernen) utøver en større gjensidig frastøting enn de to bindingsparene.[1][12]

En binding av høyere bindingsorden utøver også større frastøting siden pi-bindingselektronene bidrar.[12] For eksempel i isobutylen, (H3C) 2C = CH2, er H3C − C = C vinkel (124 °) større enn H3C − C − CH3 vinkel på (111,5 °). Imidlertid, i karbonationen,  , er alle tre C-O bindinger ekvivalente med vinkler på 120 ° på grunn av resonans.

AXE-metodenRediger

"AXE-metoden" for elektrontelling brukes ofte når man bruker VSEPR-teorien. Elektronparene rundt et sentralt atom er representert med en formel AXnEm, hvor A representerer det sentrale atomet og har alltid har en underforstått subskrift på 1. Hver X representerer en ligand (et atom bundet til A). Hver E representerer et enslig elektronpar på sentralatomet.[1] Totalt antall X og E er kjent som det steriskenummeret. For eksempel i molekylet AX3E2 har atom A et sterisknummer på 5.

Når substituentatomer (X) ikke er like, er geometrien fortsatt tilnærmet gyldig, men bindingsvinklene kan være litt forskjellige fra dem der alle ytre atomer er de samme. For eksempel er dobbeltbindingskarbonene i alkener som C2H4 AX3E0, men bindingsvinklene er ikke alle nøyaktig 120 °. På samme måte er SOCl2 er AX3E1, men fordi X-substituentene ikke er identiske, er ikke X – A – X-vinklene alle like.

Basert på sterkt antall og distribusjon av Xer og Eer, gir VSEPR-teorien spådommer i de følgende tabellene.

HovedgruppeelementerRediger

For hovedgruppe elementene er det stereokjemisk aktive ensomme elektronparet E hvis antall kan variere mellom 0 og 3. Merk at geometriene er navngitt i henhold til atomposisjonene og ikke elektronarrangementet. For eksempel betyr beskrivelsen av AX2E1 som et bøyd molekyl at de tre atomene AX2 ikke er i en rett linje, selv om det ensomme paret hjelper til med å bestemme geometrien.

Sterisk nummer Molekylgeometri[13]
0 ensomme elektronpar
Molekylgeometri[14][1]

1 ensomme elektronpar

Molekylgeometri[14][1]
2 ensomme elektronpar
Molekylgeometri[14][1]
3 ensomme elektronpar
2  
Lineær
     
3  
Trigonal planar
 
Bøyd
   
4  
Tetrahedral
 
Trigonal pyramidal
 
Bøyd
 
5  
Trigonal bipyramidal
 
Seesaw
 
T-formet
 
Lineær
6  
Octahedral
 
Firkantet pyramideformet
 
Firkantet planar
 
7  
Pentagonal bipyramidal
 
Pentagonal pyramidal
 
Pentagonal planar
 
8
Square antiprismatic

 
   

KilderRediger

  1. ^ a b c d e f g h i j k Jolly, William L. (1984). Modern inorganic chemistry. New York: McGraw-Hill. ISBN 0-07-032760-2. OCLC 9918871. 
  2. ^ Stoker, H. Stephen (Howard Stephen), 1939- (2010). General, organic, and biological chemistry (5th ed utg.). Australia: Brooks/Cole Cengage Learning. ISBN 978-0-547-15281-3. OCLC 317865373. 
  3. ^ Petrucci, Ralph H. (2002). General chemistry : principles and modern applications. (8th ed. utg.). Upper Saddle River, N.J.: Prentice Hall. ISBN 0-13-014329-4. OCLC 46872308. 
  4. ^ a b Gillespie, R.J. (Juli 2008). «Fifty years of the VSEPR model». Coordination Chemistry Reviews. 12-14 (engelsk). 252: 1315–1327. doi:10.1016/j.ccr.2007.07.007. Besøkt 4. oktober 2020. 
  5. ^ Gillespie, Ronald J. (Mars 2004). «Teaching Molecular Geometry with the VSEPR Model». Journal of Chemical Education. 3 (engelsk). 81: 298. ISSN 0021-9584. doi:10.1021/ed081p298. Besøkt 4. oktober 2020. 
  6. ^ Bader, Richard F. W.; Gillespie, Ronald J.; MacDougall, Preston J. (Oktober 1988). «A physical basis for the VSEPR model of molecular geometry». Journal of the American Chemical Society. 22 (engelsk). 110: 7329–7336. ISSN 0002-7863. doi:10.1021/ja00230a009. Besøkt 4. oktober 2020. 
  7. ^ Tsuchida, Ryutaro (1939). «A New Simple Theory of Valency». NIPPON KAGAKU KAISHI. 3. 60: 245–256. ISSN 0369-4208. doi:10.1246/nikkashi1921.60.245. Besøkt 4. oktober 2020. 
  8. ^ «Bakerian Lecture: Stereochemical types and valency groups». Proceedings of the Royal Society of London. Series A. Mathematical and Physical Sciences. 965 (engelsk). 176: 153–180. 9. oktober 1940. ISSN 0080-4630. doi:10.1098/rspa.1940.0084. Besøkt 4. oktober 2020. 
  9. ^ Gillespie, R. J.; Nyholm, R. S. (1957). «Inorganic stereochemistry». Quarterly Reviews, Chemical Society. 4 (engelsk). 11: 339. ISSN 0009-2681. doi:10.1039/qr9571100339. Besøkt 4. oktober 2020. 
  10. ^ Gillespie, R. J. (Januar 1970). «The electron-pair repulsion model for molecular geometry». Journal of Chemical Education. 1 (engelsk). 47: 18. ISSN 0021-9584. doi:10.1021/ed047p18. Besøkt 4. oktober 2020. 
  11. ^ Miessler, Gary L., 1949- (1999). Inorganic chemistry (2nd ed utg.). Upper Saddle River, N.J.: Prentice Hall. ISBN 0-13-841891-8. OCLC 39379369. 
  12. ^ a b c Miessler, Gary L., 1949- (1999). Inorganic chemistry (2nd ed utg.). Upper Saddle River, N.J.: Prentice Hall. ISBN 0-13-841891-8. OCLC 39379369. 
  13. ^ Petrucci, R. H.; W. S., Harwood; F. G., Herring (2002). General Chemistry: Principles and Modern Applications (8th utg.). Prentice-Hall. s. 413–414 (Table 11.1). ISBN 978-0-13-014329-7. 
  14. ^ a b c Siteringsfeil: Ugyldig <ref>-tagg; ingen tekst ble oppgitt for referansen ved navn Petrucci