MOLEKULÁRNÍ GEOMETRIE: KONCEPCE, TYPY A PŘÍKLADY - CHEMIE - 2026

Molekulární geometrie nebo molekulární struktura je prostorové uspořádání atomů kolem centrálního atomu. Atomy představují regiony s vysokou hustotou elektronů, a proto se považují za elektronické skupiny, bez ohledu na vazby, které tvoří (jednoduché, dvojité nebo trojité).

Molekulární geometrie prvku může charakterizovat některé z jeho fyzikálních nebo chemických vlastností (bod varu, viskozita, hustota atd.). Například jeho molekulární struktura určuje jeho rozpustnost.

Zdroj: Gabriel Bolívar

Tento koncept vychází z kombinace a experimentálních dat dvou teorií: pojetí valenčního svazku (TEV) a odporu elektronických párů valenčního pouzdra (RPECV). Zatímco první definuje vazby a jejich úhly, druhá stanoví geometrii a následně molekulární strukturu.

Jaké geometrické tvary jsou molekuly schopné přijmout? Odpovědi jsou dvě předchozí teorie. Podle RPECV musí být atomy a páry volných elektronů uspořádány v prostoru tak, aby se minimalizovalo elektrostatické odpuzování mezi nimi.

Geometrické tvary tedy nejsou libovolné, ale spíše hledají nejstabilnější design. Například na obrázku výše vidíte trojúhelník vlevo a osmiúhelník vpravo. Zelené tečky představují atomy a oranžové pruhy vazby.

V trojúhelníku jsou tři zelené body orientovány 120 ° od sebe. Tento úhel, který se rovná úhlu vazby, umožňuje atomům navzájem se odpuzovat co nejméně. Molekula s centrálním atomem připojeným ke třem dalším proto přijme geometrii trigonální roviny.

RPECV však předpovídá, že volný pár elektronů v centrálním atomu zkreslí geometrii. V případě trigonální roviny bude tento pár tlačit dolů tři zelené body, což má za následek geometrii trigonální pyramidy.

Totéž se může stát s oktaedronem na obrázku. V tom jsou všechny atomy separovány nejstabilnějším možným způsobem.

Jak předem poznat molekulární geometrii atomu X?

Z tohoto důvodu je také nutné považovat páry volných elektronů za elektronické skupiny. Tyto společně s atomy budou definovat tzv. Elektronickou geometrii, která je neoddělitelným společníkem molekulární geometrie.

Z elektronické geometrie a po detekci párů volných elektronů pomocí Lewisovy struktury je možné stanovit, jaká bude molekulární geometrie. Součet všech molekulárních geometrií poskytne obrys celkové struktury.

Druhy molekulární geometrie

Jak je vidět na hlavním obrázku, molekulární geometrie závisí na tom, kolik atomů obklopuje centrální atom. Pokud je však přítomen nezdařený pár elektronů, změní to geometrii, protože zabírá velký objem. Proto má sterický účinek.

Podle toho může geometrie představovat řadu charakteristických tvarů pro mnoho molekul. A zde vznikají různé typy molekulární geometrie nebo molekulární struktury.

Kdy se geometrie rovná struktuře? Oba označují totéž pouze v případech, kdy struktura nemá více než jeden typ geometrie; jinak by se měly zvážit všechny přítomné typy a struktura by měla mít globální název (lineární, rozvětvený, kulovitý, plochý atd.).

Geometrie jsou zvláště užitečné pro vysvětlení struktury tělesa z jeho strukturálních jednotek.

Lineární

Všechny kovalentní vazby jsou směrové, takže vazba AB je lineární. Ale bude molekula AB ₂ lineární ? Pokud ano, je geometrie reprezentována jednoduše jako: BAB. Dva atomy B jsou odděleny úhlem 180 ° a podle TEV musí mít A hybridní sp orbitaly.

Úhlové

Zdroj: Gabriel Bolívar

Lineární geometrie lze předpokládat, v první řadě pro molekuly AB ₂; nicméně je nezbytné nakreslit Lewisovu strukturu před tím, než dojde k závěru. Se nakreslenou Lewisovou strukturou lze identifikovat počet nezdařených elektronových párů (:) na atomu A).

Když je tomu tak, páry elektronů na vrcholu A tlačí dva atomy B dolů a mění své úhly. Výsledkem je, že lineární molekula BAB se nakonec změní na V, bumerang nebo úhlovou geometrii (horní obrázek)

Molekula vody, HOH, je ideálním příkladem pro tento typ geometrie. V atomu kyslíku jsou dva páry elektronů bez sdílení, které jsou orientovány v úhlu přibližně 109 °.

Proč tento úhel? Protože elektronická geometrie je čtyřstěn, který má čtyři vrcholy: dva pro atomy H a dva pro elektrony. Na horním obrázku si všimněte, že zelené tečky a dvě „laloky s očima“ kreslí čtyřstěn s modrou tečkou uprostřed.

Pokud by O neměl žádné volné páry elektronů, voda by vytvořila lineární molekulu, její polarita by se snížila a oceány, moře, jezera atd. By pravděpodobně neexistovaly, jak jsou známy.

Čtyřstěn

Zdroj: Gabriel Bolívar

Horní obrázek představuje tetraedrickou geometrii. Pro molekulu vody je její elektronická geometrie tetrahedrální, ale když se eliminují volné páry elektronů, lze poznamenat, že se transformuje do úhlové geometrie. To je také pozorováno jednoduše odstraněním dvou zelených teček; zbývající dva nakreslí V s modrou tečkou.

Co kdyby místo dvou párů volných elektronů existoval pouze jeden? Pak by zůstala trigonální rovina (hlavní obrázek). Odstraněním elektronické skupiny se však nedochází ke sterickému efektu vytvářenému párem volných elektronů. Proto zkresluje trigonální rovinu na pyramidu s trojúhelníkovou základnou:

Zdroj: Gabriel Bolívar

Ačkoli molekulární geometrie trigonální a tetrahedrální pyramidy jsou odlišné, elektronická geometrie je stejná: tetrahedrální. Takže trigonální pyramida se nepočítá jako elektronická geometrie?

Odpověď zní ne, protože je výsledkem zkreslení způsobeného „lalokem s očima“ a jeho stérickým účinkem a tato geometrie nezohledňuje následné zkreslení.

Z tohoto důvodu je vždy důležité nejprve určit elektronickou geometrii pomocí Lewisových struktur před definováním molekulární geometrie. Molekula amoniaku, NH ₃, je příklad trigonální pyramidy molekulární geometrie, ale s čtyřboký elektron geometrie.

Trigonální bipyramid

Zdroj: Gabriel Bolívar

Až dosud, s výjimkou lineární geometrie, v čtyřboký, úhlové a trigonální pyramida jejich centrální atomy mají sp ³ hybridizaci, podle TEV. To znamená, že pokud byly jejich vazebné úhly stanoveny experimentálně, měly by být kolem 109 °.

Z trigonální dipyramidální geometrie je kolem centrálního atomu pět elektronických skupin. Na obrázku výše je vidět s pěti zelenými body; tři v trojúhelníkové základně a dvě v axiálních polohách, což jsou horní a dolní vrcholky pyramidy.

Jakou hybridizaci má potom modrá tečka? Vytvoření jednoduchých svazků (oranžové) vyžaduje pět hybridních orbitálů. Toho je dosaženo prostřednictvím pěti sp ³ d orbitálů (součin směsi 1 s, 3 pa jeden d orbitál).

Když vezmeme v úvahu pět elektronických skupin, geometrie je již exponovaná, ale protože existují páry elektronů bez sdílení, opět trpí zkreslením, které generují jiné geometrie. Rovněž vyvstává následující otázka: Mohou tyto páry zaujmout jakoukoli pozici v pyramidě? Jsou to: axiální nebo rovníková.

Axiální a rovníkové polohy

Zelené body, které tvoří trojúhelníkovou základnu, jsou v rovníkových polohách, zatímco dva na horním a dolním konci jsou v axiálních polohách. Kde bude přednostně umístěn nezdařený elektronový pár? V této poloze minimalizuje elektrostatický odpor a sterický efekt.

V axiální poloze by pár elektronů „tlačil“ kolmo (90 °) na trojúhelníkovou základnu, zatímco kdyby to bylo v rovníkové poloze, dvě zbývající elektronické skupiny na základně by byly od sebe vzdáleny 120 ° a tlačily oba konce na 90 ° (namísto tři, jako u základny).

Centrální atom se proto bude snažit orientovat své volné páry elektronů v rovníkových pozicích, aby vytvořil stabilnější molekulární geometrie.

Oscilační a T tvar

Zdroj: Gabriel Bolívar

Pokud by v trigonální geometrii bipyramidu byl jeden nebo více jeho atomů nahrazen volnými páry elektronů, měli bychom také různé molekulární geometrie.

Vlevo od horního obrázku se geometrie změní na oscilační tvar. V něm volný pár elektronů tlačí zbývající čtyři atomy stejným směrem a ohýbá jejich vazby doleva. Všimněte si, že tento pár a dva atomy leží ve stejné trojúhelníkové rovině původní bipyramidy.

A napravo od obrázku je geometrie ve tvaru T. Tato molekulární geometrie je výsledkem nahrazení dvou atomů dvěma páry elektronů, což má za následek, že se tři zbývající atomy zarovnají ve stejné rovině, která nakreslí přesně jedno písmeno. T.

Poté pro molekulu typu AB ₅ přijme trigonální geometrii bipyramidu. AB ₄ se stejnou elektronickou geometrií však osciluje geometrii; a AB ₃, geometrie T-tvar. Ve všech z nich se (obvykle) mají sp ³ d hybridizaci.

Pro stanovení molekulární geometrie je nutné nakreslit Lewisovu strukturu a tím i její elektronickou geometrii. Pokud se jedná o trigonální bipyramid, budou volné páry elektronů zlikvidovány, ale ne jejich sterické účinky na zbytek atomů. Lze tedy dokonale rozeznat mezi třemi možnými molekulárními geometriemi.

Octahedral

Okoloedská molekulární geometrie je znázorněna napravo od hlavního obrazu. Tento typ geometrie odpovídá sloučeninám AB ₆. AB ₄ tvoří čtvercovou základnu, zatímco zbývající dva B jsou umístěny v axiálních polohách. Takto se vytvoří několik rovnostranných trojúhelníků, které jsou tváří osmičků.

Zde opět mohou existovat (jako ve všech elektronických geometriích) páry volných elektronů, a proto z této skutečnosti vyplývají další molekulární geometrie. Například AB ₅ s osmiúhelníkovou geometrií elektronů sestává z pyramidy se čtvercovou základnou a AB ₄ čtvercové roviny:

Zdroj: Gabriel Bolívar

V případě geometrie osmihranných elektronů jsou tyto dvě molekulární geometrie nejstabilnější z hlediska elektrostatického odporu. V geometrii čtvercové roviny jsou dva páry elektronů od sebe vzdáleny 180 °.

Jaká je hybridizace atomu A v těchto geometriích (nebo strukturách, pokud je to jediný)? TEV opět uvádí, že je to sp ³ d ², šest hybridních orbitálů, které A umožňují orientovat elektronické skupiny na vrcholech osmičků.

Jiné molekulární geometrie

Modifikací bází dosud zmiňovaných pyramid lze získat některé složitější molekulární geometrie. Například, pětiúhelníkové dvoujehlanový má pětiúhelník na své základně, a sloučeniny, které ji tvoří, mají obecný vzorec AB ₇.

Stejně jako ostatní molekulární geometrie, nahrazení atomů B volnými páry elektronů zkreslí geometrii na jiné tvary.

Sloučeniny AB ₈ mohou také přijmout geometrie, jako je čtvercový antiprism. Některé geometrie mohou být velmi komplikované, zejména pro vzorce AB _{7 a} dále (až AB ₁₂).

Příklady molekulární geometrie

Níže bude uvedena řada sloučenin pro každou z hlavních molekulárních geometrií. Jako cvičení by bylo možné nakreslit Lewisovy struktury pro všechny příklady a potvrdit, zda vzhledem k elektronické geometrii jsou molekulární geometrie získány, jak je uvedeno níže.

Lineární geometrie

Ethylen, H ₂ C = CH ₂

Chlorid -Beryllium, BeCl ₂ (Ci-BeCl)

- Oxid uhličitý, CO ₂ (O = C = O)

-Nitrogen, N ₂ (N≡N)

-Bromid dibromid, HgBr ₂ (Br-Hg-Br)

-Trijodidový anion, I ₃ ^- (III)

-Hydrokyanová kyselina, HCN (HN≡C)

Jejich úhly musí být 180 °, a proto musí mít hybridizaci sp.

Úhlová geometrie

- voda

-Sulfur siřičitý, SO ₂

- Oxid dusičitý, NO ₂

-Ozone, O ₃

Amid anion, NH ₂ ^-

Trigonální letadlo

Bromo boritý, BF ₃

Aluminium chlorid, AlCl ₃

-Nitrátový anion, NO ₃ ^-

-Karbonátový anion, CO ₃ ^2–

Čtyřstěn

Methan plyn, CH ₄

Uhlík chlorid, CCl ₄

Amonium kation, NH ₄ ⁺

Síranu anion, SO ₄ ^2-

Trigonální pyramida

-Amonia, NH ₃

-Cation hydronium, H ₃ O ⁺

Trigonální bipyramid

- pentafluorid fosforečný, PF ₅

- Pentachlorid anhydridu, SbF ₅

Oscilující

Tetrafluorid sírový, SF ₄

T tvar

- chlorid sodný, ICI ₃

- Chlorid trifluorid, ClF ₃ (obě sloučeniny jsou známé jako interhalogeny)

Octahedral

-Síran hexafluorid, SF ₆

-Síranium-hexafluorid, SeF ₆

-Hexafluorofosfát, PF ₆ ^-

Závěrem lze říci, že molekulární geometrie vysvětluje pozorování chemických nebo fyzikálních vlastností hmoty. Je však orientována podle elektronické geometrie, takže druhá musí být vždy stanovena před prvkem geometrie.

Reference

1. Whitten, Davis, Peck a Stanley. Chemie. (8. ed.). CENGAGE Learning, s. 194-198.
2. Shiver & Atkins. (2008). Anorganická chemie. (Čtvrté vydání., Str. 23, 24, 80, 169). Mc Graw Hill.
3. Mark E. Tuckerman. (2011). Molekulární geometrie a teorie VSEPR. Obnoveno z: nyu.edu
4. Virtual Chembook, Charles E. Ophardt. (2003). Úvod do molekulární geometrie. Obnoveno z: chemistry.elmhurst.edu
5. Chemistry LibreTexts. (8. září 2016). Geometrie molekul. Obnoveno z: chem.libretexts.org