baggrund
forudsætningen bag strukturer er oktetreglen: at alle atomer gerne vil være omgivet af en oktet af elektroner. Der er selvfølgelig nogle undtagelser: meget små atomer (h, Be og B) har mindre end en oktet, og nogle hovedgruppeatomer med d-orbitaler med lav energi (P, S, Cl, Br og I) kan have mere end en oktet. Dette gælder især, når disse atomer er centrale atomer og kombineret med stærkt elektronegative atomer.
tegning af korrekte strukturer tager praksis, men processen kan forenkles ved at følge en række trin:
Trin 1. Tæl alle valenselektroner for hvert atom. Tilføj eller subtrahere elektroner, hvis strukturen er henholdsvis en anion eller kation.
Trin 2. Bestem hvilke atomer der er bundet til hinanden. Tegn en skeletstruktur.
Trin 3. Forbind atomerne med et par elektroner i hver binding. Træk bindingselektronerne fra de samlede valenselektroner.
Trin 4. Tilføj elektronpar for at fuldføre oktetter for alle perifere atomer fastgjort til det centrale atom. Pas på brint-hydrogen har aldrig mere end en binding eller et par elektroner
Trin 5. Placer resterende elektroner på det centrale atom, normalt parvis. Oktetreglen kan overskrides for P, S, Cl, Br eller I.
Trin 6. Hvis det centrale atom ikke har en oktet, skal du danne dobbelt-eller tredobbeltbindinger ved at flytte elektronpar fra et eller flere perifere atomer for at opnå en oktet.
Trin 7. Se efter resonanstrukturer ved at omarrangere obligationer. Strukturen med de laveste samlede formelle afgifter vil være den mest sandsynlige form, der findes i naturen. (Se nedenfor for forklaring)
lad os se på et eksempel på, hvordan dette virker ved hjælp af et ægte molekyle. Overvej det molekyle, der er mest ansvarlig for drivhuseffekten, kulsyre (CO2).
for at tegne strukturen:
Trin 1. Tæl alle valenselektroner for hvert atom:
kulstof 1 * 4 valenselektroner = 4 elektroner
ilt 2 * 6 valenselektroner = 12 elektroner
Total = 16 elektroner
Trin 2. Bestem hvilke atomer der er bundet til hinanden. Generelt er det mindst elektronegative atom det centrale atom. Men hvis det eneste valg er mellem et mere elektronegativt atom og hydrogen, vil det mere elektronegative atom være det centrale atom (f.eks. Brint skaber aldrig mere end en binding og kan således aldrig være det centrale atom.
for CO2 er kulstof det mindre elektronegative atom, så det skal være det centrale atom.
Trin 3. Forbind hvert atom med et enkelt par elektroner eller enkeltbinding: (16 valenselektroner – 4 bindingselektroner = 12 elektroner tilbage.)
Trin 4. Tilføj elektronpar til perifere atomer for oktetter:
Trin 5. Ingen elektroner er tilbage, men det centrale atom har ikke en oktet!
Trin 6. Flyt elektroner fra perifere atomer, der danner dobbeltbindinger for at give det centrale atom en oktet:
Trin 7. Kig efter resonanstrukturer og identificer den med de mindste formelle afgifter:
for nogle molekyler kan mere end en struktur tegnes. Bemærk, at en struktur for kulsyre kan skrives ved hjælp af en kulstof-ilt enkeltbinding på den ene side og kulstof-ilt tredobbelt binding på den anden. Hvordan kan man skelne mellem disse to muligheder? Hvordan kan den vigtigste struktur vælges, eller er de alle lige så sandsynlige? Når flere strukturer kan tegnes, kaldes de resonanstrukturer.
resonansstrukturer
i resonansstrukturer er alle atomer i samme relative position til hinanden, men fordelingen af elektroner omkring dem er forskellig. For at evaluere betydningen af hver struktur skal den formelle ladning på hvert atom bestemmes.
formel ladning
formel ladning er en noget vilkårlig måde at beskrive, hvor mange elektroner et atom ser ud til at have i en bestemt forbindelse. Elektronpar i bindinger mellem atomer antages at være delt ligeligt mellem de to atomer. Ikke-bindende elektronpar tælles som tilhørende det atom, som de bor på. Dette kan sættes i en ligning:
eller
den mest stabile resonansstruktur er den, hvor:
1. Der er et minimum antal formelle afgifter;
2. Hvis der er formelle AFGIFTER, Ligesom afgifter er adskilt; og
3. Negative formelle ladninger er på de mere elektronegative atomer, og positive formelle ladninger er på de mindre elektronegative atomer.
for CO2-strukturen med to dobbeltbindinger kan de formelle afgifter beregnes som følger:
ilt: formel ladning = 6 – (4 + 1/2(4)) = 0
kulstof: formel afgift = 4 – ( 0+ 1/2(8)) = 0
for CO2-strukturen med en enkelt og tredobbelt binding:
ilt (enkelt): formel ladning = 6 – (6 + 1/2(2)) = -1
ilt (tredobbelt): formel ladning = 6 – (4 + 1/2(6)) = +1
kulstof: formel afgift = 4 – ( 0+ 1/2(8)) = 0
så mens begge strukturer fungerer som strukturer, er den, der resulterer i nul formelle ladninger for et af atomerne, mere stabil og dermed mere tilbøjelig til at eksistere i naturen end den, der har ladninger på de to iltatomer.
Iltningstal
formelle ladninger skal skelnes fra iltningstal (som også kan bestemmes ud fra strukturer). Iltningstal bruges til at indikere, om et molekyle er neutralt, elektronrigt eller elektronfattigt. Reglerne for bestemmelse af iltningsnumre findes i din lærebog. En kort oversigt over disse regler er givet her:
1. Iltningstallet for et element i dets elementære form er 0 (gælder for isolerede atomer og for molekylære elementer, f.eks. Cl2 og P4.,)
2. Det iltning nummer af en monatomisk ion er det samme som dets ladning (f.eks. iltning antal Na+ = +1, og det for S2 – er -2.)
3. I binære forbindelser tildeles elementet med større elektronegativitet et negativt iltningstal svarende til dets ladning, hvis det findes i enkle ioniske forbindelser (f.eks. i forbindelsen PCl3 chloren er mere elektronegativ end fosforet. I enkle ioniske forbindelser har Cl en ionisk ladning på 1 -, så dens iltningstilstand i PCl3 er -1)
4. Summen af iltningstallene er nul for en elektrisk neutral forbindelse og svarer til den samlede ladning for en ionisk Art.
5. Alkalimetaller udviser kun en iltningstilstand på +1 i forbindelser.
6. Jordalkalimetaller udviser kun en iltningstilstand på +2 i forbindelser.
når de er tegnet med succes, kan de bruges til at forudsige elektronskygeometri, molekylær form og polaritet af molekyler og ioner. For en grundig diskussion henvises til din lærebog. Se især på de 3-dimensionelle repræsentationer for alle geometrier og former.
Elektronskygeometri og molekylær geometri
elektronskygeometrien omkring et centralt atom bestemmes af antallet af elektrongrupper, der omgiver det. Hvert sæt (2, 3, 4, 5 og 6) har et andet navn og arrangement i tredimensionelt rum. Elektronskyer, der alle er negative, er mest stabile, når de adskilles så langt fra hinanden som muligt. Dette kaldes valence shell electron pair repulsion theory (VSEPR). Mens elektronskygeometri beskriver orienteringen af elektronerne omkring det centrale atom, beskriver molekylær geometri arrangementet af perifere atomer.
eksperimentet
i laboratoriet vil du blive præsenteret for seks molekylære modeller som ukendte. Det vil være Dit job at navngive dem. Du bliver også bedt om at bestemme deres elektronpar og molekylære geometrier ved at måle deres bindingsvinkler ved hjælp af en vinkelmåler. Der leveres et regneark, der indeholder andre spørgsmål, der skal udfyldes for hvert af molekylerne. Du skal lave yderligere fem kopier af regnearket, der skal bruges i løbet af klassen. Disse regneark bruges derefter som datasektionen i din laboratorierapport.