VSEPR

VSEPR (ang. Valence Shell Electron Pair Repulsion – odpychanie par elektronowych powłoki walencyjnej). Teoria ta została zaprezentowana w 1940 roku przez Nevila Sidgwicka(inne języki) i Herberta Powella(inne języki)^[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 teoria 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

Właściwości i geometrię cząsteczek typu AB_n 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 σ; 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
przez zsumowanie liczby wolnych par elektronowych atomu centralnego z liczbą par elektronowych tworzących wiązania σ (równej liczbie atomów B przyłączonych do atomu centralnego)

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	Przykłady
AX₁E_n			cząsteczka dwuatomowa	HF, O₂
AX₂E₀	2	sp	linia	BeCl₂, HgCl₂, CO₂
AX₂E₁	3	sp²	Kształt litery V	NO₂⁻, SO₂, O₃
AX₂E₂	4	sp³	Kształt litery V	H₂O, OF₂
AX₂E₃	5	sp³d^[2]	linia	XeF₂, I₃⁻
AX₃E₀	3	sp²	trójkąt równoboczny	BF₃, CO₃²⁻, NO₃⁻, SO₃
AX₃E₁	4	sp³	piramida trygonalna	NH₃, PCl₃
AX₃E₂	5	sp³d^[2]	kształt litery T	ClF₃, BrF₃
AX₄E₀	4	sp³	tetraedr	CH₄, PO₄³⁻, SO₄²⁻, ClO₄⁻
AX₄E₁	5	sp³d^[2]	zdeformowany tetraedr	SF₄
AX₄E₂	6	sp³d²^[2]	kwadrat, płaski	XeF₄
AX₅E₀	5	sp³d^[2]	bipiramida trygonalna	PCl₅
AX₅E₁	6	sp³d²^[2]	piramida kwadratowa	ClF₅, BrF₅
AX₆E₀	6	sp³d²^[2]	oktaedr	SF₆
AX₆E₁	7	sp³d³^[2]	piramida pentagonalna	XeF₆
AX₇E₀	7	sp³d³^[2]	bipiramida pentagonalna	IF₇

Liczba przestrzenna	kształt cząsteczki brak wolnych par elektronowych	1 wolna para elektronowa	2 wolne pary elektronowe	3 wolne pary elektronowe
2	linia
3	trójkąt równoboczny	Kształt litery V
4	tetraedr	piramida trygonalna	Kształt litery V
5	bipiramida trygonalna	zdeformowany tetraedr	kształt litery T	liniowy
6	oktaedr	piramida kwadratowa	kwadrat, płaski
7	bipiramida pentagonalna	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

↑ N.V.N.V. Sidgwick N.V.N.V., H.M.H.M. Powell H.M.H.M., Bakerian Lecture. Stereochemical Types and Valency Groups, „Proceedings of the Royal Society of London. Series A”, 176, 1940, s. 153–180, JSTOR: 97507 (ang.).
1 2 3 4 5 6 7 8 9 Według współczesnych poglądów, rzeczywisty udział orbitali d w wiązaniu jest znikomy. Zob. np. John MorrisonJ.M. Galbraith John MorrisonJ.M., On the role of d orbital hybridization in the chemistry curriculum, „Journal of Chemical Education”, 84 (5), 2007, s. 783-787, DOI: 10.1021/ed084p783 (ang.).

Linki zewnętrzne

opis procedury krok po kroku z przykładami

[Sidgwick-1] N.V.N.V. Sidgwick N.V.N.V., H.M.H.M. Powell H.M.H.M., Bakerian Lecture. Stereochemical Types and Valency Groups, „Proceedings of the Royal Society of London. Series A”, 176, 1940, s. 153–180, JSTOR: 97507 (ang.).

[Galbraith-2] 1 2 3 4 5 6 7 8 9 Według współczesnych poglądów, rzeczywisty udział orbitali d w wiązaniu jest znikomy. Zob. np. John MorrisonJ.M. Galbraith John MorrisonJ.M., On the role of d orbital hybridization in the chemistry curriculum, „Journal of Chemical Education”, 84 (5), 2007, s. 783-787, DOI: 10.1021/ed084p783 (ang.).

[1]

[2]