1.3 Molekulák és összetett ionok térszerkezete

Lewis-jellegű elektronpár-ábrázolás

Egy vonal egy közös kötő elektronpárt, két vagy három vonal kettős vagy hármas kötést jelöl. A nemkötő elektronpárokat a megfelelő atom mellett pontpárral vagy rövid vonallal ábrázoljuk. A H₂O-ban az oxigén két kötő és két nemkötő párral rendelkezik; az NH₃-ban a nitrogén három kötő és egy nemkötő párral. Egyszerű, lokalizált kötésrendszerben a kovalens vegyérték az atom által létesített kötő elektronpárok száma: az egyszeres kötés egyet, a kettős kettőt, a hármas hármat jelent. A nemkötő párok nem növelik a vegyértéket.

A Lewis-modell elektronkönyvelésre nagyon hasznos, de a molekula térbeli alakját külön, az elektronpár-taszítási modellből kell levezetni.

Lewis-képlet: először elektronmérleg

Semleges részecskénél add össze az atomok vegyértékelektronjait. Kationnál vonj le annyit, amennyi a pozitív töltés; anionhoz adj hozzá a negatív töltés nagyságának megfelelő elektront. Oszd ki a kötő párokat, azután a nemkötő párokat; végül ellenőrizd az összes elektront és a részecske töltését. A hidrogén körül két elektron, a második periódus legtöbb többi atomja körül nyolc elektron a szokásos cél. A BF₃-hoz hasonló elektronhiányos esetek kivételek.

Molekulageometria: előbb elektroncsoportot számolj

Az elektronpár-taszítási modell szerint a központi atom körüli elektroncsoportok egymástól lehetőleg távol helyezkednek el. A többszörös kötés egy térirányt foglal el. Két kötési irány és nulla nemkötő pár lineáris alakot ad (CO₂); három kötési irány nemkötő pár nélkül síkháromszöget (SO₃, CH₂O); négy kötési irány nemkötő pár nélkül tetraédert (CH₄, CCl₄). Négy elektroncsoportból három kötés és egy nemkötő pár trigonális piramist (NH₃), két kötés és két nemkötő pár hajlított alakot (H₂O) ad. A SO₂ szintén hajlított, de három elektroncsoportból.

Kötéspolaritás és teljes molekulapolaritás

A két kötő atom elektronegativitásának különbsége a kötés elektronsűrűségét eltolhatja. A teljes molekula akkor poláris, ha a kötési dipólusok térbeli eredője nem nulla. Ezért az egyenként poláris kötésű CO₂ lineáris, szimmetrikus molekulája apoláris; a hajlított H₂O és a piramis alakú NH₃ poláris. Az azonos ligandumú CH₄ és CCl₄ tetraéderes elrendezése szimmetrikus, ezért molekuláik apolárisak.

Döntési út: Lewis-szerkezet → központi atom elektroncsoportjai → molekulaalak → kötésdipólusok eredője. Egyetlen poláris kötés vagy nemkötő elektronpár önmagában még nem teljes indoklás.

Összetett ionok: egyetlen töltött részecske több atomból

Az ammóniumion NH₄⁺ tetraéderes, az oxóniumion H₃O⁺ trigonális piramis alakú. A szénsavból a HCO₃⁻ és CO₃²⁻, a salétromsavból NO₃⁻, a foszforsavból PO₄³⁻, a kénsavból SO₄²⁻ származtatható protonleadással. Az ion töltése minden leadott H⁺ után eggyel negatívabb lesz.

Az összetett ionon belül kovalens kötések vannak; az ilyen ionokból képződő sóban az ellentétes töltésű ionokat ionos kölcsönhatás tartja össze. Például (NH₄)₂SO₄-ban mindkét szint jelen van.

Az érettségin használható kapcsolatok

• Lewis-képletben minden vegyértékelektront figyelembe kell venni: kötő és nemkötő elektronpárokat, valamint az ion töltését is. A hidrogén duettre, a második periódus legtöbb eleme oktettre törekszik.
• Az elektronpár-taszítási modellben a központi atom körüli kötő és nemkötő elektronpárok a lehető legtávolabb rendeződnek. A nemkötő elektronpár erősebben taszít, ezért csökkenti a kötésszöget.
• Két elektroncsoport lineáris, három síkháromszög, négy tetraéderes elrendeződést ad. A többszörös kötés itt egy csoportnak számít. Példák: CO₂ lineáris, BF₃ síkháromszög, CH₄ tetraéder, NH₃ trigonális piramis, H₂O V alakú.
• A molekula polaritását a kötések polaritása és a térszerkezet együtt szabja meg. A nettó dipólusmomentum vektorösszeg; ezért a CO₂ apoláris, a H₂O és az NH₃ poláris.
• Az összetett ion Lewis-szerkezetét szögletes zárójelbe foglaljuk, és az ion teljes töltését a zárójel jobb felső sarkánál tüntetjük fel. A karbonát-, nitrát- és szulfátionban delokalizált kötésrendszer miatt az azonos helyzetű kötések egyenértékűek.
• A molekulák alakja meghatározza a polaritást, a reakciókészség egy részét és a molekulák közötti kölcsönhatások erősségét; a kétdimenziós szerkezeti képlet önmagában nem mindig mutatja a téralakot.