MOLECULAIRE geometrie: definitie en voorbeelden

De driedimensionale vorm waarin de atomen waaruit een molecuul bestaat zijn gerangschikt, staat bekend onder de naam moleculaire geometrie of moleculaire structuur.

Het is mogelijk om de geometrie van deze moleculen af ​​te leiden uit een theoretisch model: het afstotingsmodel van de elektronenparen in de valentieschil (RPECV). Dit model is vooral handig voor het weergeven van de geometrie van moleculen die bestaan ​​uit kleine atomen en aan elkaar zijn verbonden door covalente bindingen (elektronendeling).

In deze les van een LERAAR zullen we de definitie van moleculaire geometrie en voorbeelden Zodat je op deze manier leert waar het RPECV-model uit bestaat, hoe de geometrie van moleculen kan worden afgeleid met deze methode en enkele voorbeelden.

Inhoudsopgave

1. Definitie van moleculaire geometrie
2. Voorbeelden van moleculaire geometrie
3. Ken de Lewis-structuur van het molecuul
4. Elektronenpaarafstotingsmodel van de valentieschaal (RPECV)

Moleculaire geometrie of moleculaire structuur is de manier waarop atomen een molecuul gevonden zijn gerangschikt in de ruimte.

Deze driedimensionale structuur (moleculaire geometrie) komt gedefinieerd door een reeks krachten die de atomen bij elkaar houden in een specifieke opstelling. Van de krachten die de moleculaire geometrie bepalen, zijn de belangrijkste: de connecties dat de atomen bij elkaar liggen om vorm het molecuul.

De geometrie van de moleculen is erg belangrijk omdat het bepaalt wat de fysisch-chemische kenmerken van materie zijn. Bijvoorbeeld: H2O-moleculen hebben een hoekgeometrie die wordt gegeven door de bindingen die ze vormen. Door deze hoekige geometrie aan te nemen, wordt het watermolecuul een elektrische dipool en heeft het uitzonderlijke eigenschappen. Dankzij zijn geometrie is water vloeibaar bij kamertemperatuur, kan het veel stoffen oplossen, enz.

Het is duidelijk dat, gezien de grootte van de moleculen, hun geometrie niet direct kan worden waargenomen en moet worden afgeleid door indirecte methoden. Verder is het noodzakelijk deze geometrieën weer te geven door middel van theoretische modellen.

Het zijn deze theoretische modellen die ons in staat stellen om aan de hand van zijn molecuulformule te bepalen hoe de geometrie van een molecuul is.

Zoals we in de vorige paragraaf hebben gezien, kunnen de atomen waaruit een molecuul bestaat, verschillende ruimtelijke rangschikkingen (geometrieën) krijgen. In deze sectie zullen we enkele voorbeelden van moleculaire geometrie zien.

Tweedimensionale geometrieën

In sommige gevallen krijgen de moleculen platte of tweedimensionale geometrieën, dat wil zeggen dat het structuren zijn die slechts twee dimensies hebben en een oppervlak innemen (ze hebben geen volume).

Lineaire geometrie

Het is de eenvoudigste geometrie, het gaat over moleculen waarvan de atomen zijn samengevoegd tot een rechte lijn. Alle moleculen die uit twee atomen bestaan, zijn lineair, maar deze geometrie komt ook voor bij moleculen die uit drie atomen bestaan.

Voorbeelden van lineaire moleculen:
Gevormd door twee atomen: alle diatomische gassen zoals O2, H2.

Bestaat uit drie atomen: CO2 (koolstofdioxide).

Hoekgeometrie

Het zijn moleculen die bestaan ​​uit drie atomen die onder een hoek samenkomen. De amplitude van de gevormde hoek kan verschillen, afhankelijk van het type atomen dat het vormt. De amplitudes van de hoeken gevormd door de hoekmoleculen hebben waarden tussen 90º en 120º.

Voorbeelden: H2O, SO2 (zwaveldioxide), SnCl2 (tindichloride)

Driehoekige geometrie

Het zijn moleculen die uit vier atomen bestaan, waarbij één atoom zich in het midden van een denkbeeldige driehoek bevindt en de andere drie resterende atomen zich in elk van de hoekpunten van deze driehoek bevinden.

Voorbeelden: SO3 (zwaveltrioxide), NO3^- (nitraat-ion)

Vierkante geometrie

Moleculen met deze geometrie hebben 5 atomen. Eén bevindt zich in het midden van een vierkant en de andere 4 in elk van de hoekpunten van de figuur.

Voorbeelden: XeF4 (Xenontrifluoride)

Driedimensionale geometrieën

Ze hebben drie dimensies, dat wil zeggen, ze hebben volume. De geometrieën van 3D-moleculen zijn zeer divers, hier zullen we slechts een paar voorbeelden zien.

tetraëdrische geometrie

Deze geometrie is degene die sommige moleculen gevormd door vijf atomen bevatten, daarin bevindt zich een atoom in het centrum van een denkbeeldige kubus en de vier resterende atomen bevinden zich op de hoekpunten van de kubus (tetraëder).

Voorbeeld: CH4 (methaan), MnO4^-(permanganaat-ion)

Trigonale piramidale geometrie

Het zijn moleculen met vier atomen gerangschikt op de vier hoekpunten van een piramide met een driehoekige basis.

Voorbeeld: NH3 (ammoniak), PH3 (fosfine)

Vierhoekige piramidale geometrie

In dit geval is het aantal atomen waaruit het molecuul bestaat zes en vijf ervan zijn gerangschikt in de hoekpunten van een piramide met een vierkante basis, terwijl de zesde het midden van het vierkant van de. inneemt baseren.

Voorbeeld: ClF5 (chloorpentafluoride)

Voordat u de. kunt gebruiken RPECV-methode: het is noodzakelijk om te weten wat het is Lewis-structuur van het molecuul en daarvoor moet je eerst weten wat de elektronische configuratieuit de Valencia-laag van de verschillende atomen waaruit het molecuul bestaat.

Voordat we de geometrie van een molecuul kunnen bepalen, moeten daarom enkele voorbereidende stappen worden uitgevoerd:

• NAAR. Verkrijg de elektronenconfiguraties van de verschillende atomen waaruit het molecuul bestaat.
• B. Bepaal het aantal valentie-schilelektronen van elk van de atomen. De elektronen in de valentieschil zijn de elektronen die het atoom kan gebruiken om bindingen te vormen.
• C. Leid de Lewis-structuur af rekening houdend met het aantal elektronen dat elk atoom in zijn valentieschil heeft.

Afbeelding: Slideplayer

In de Lewis-structuren elk van de gebonden atomen, moet voldoen aan de octetregel. Wanneer een atoom aan de octetregel voldoet, wordt het omringd door vier elektronenparen die elektronen kunnen zijn die deel uitmaken van een binding (bindende elektronenparen) of elektronenparen die niet deelnemen aan bindingsvorming (elektronenparen niet verbindend).

Zoals we zullen zien, wanneer de Lewis-structuur van een molecuul is bepaald, deduceer dan de geometrie met behulp van het afstotingsmodel van de valentieschil-elektronenparen is erg gemakkelijk.

Volgens dit representatiemodel zijn de liganden (X) en de niet-bindende elektronenparen (E) gerangschikt rond het centrale atoom (A), zodat de onderlinge afstand maximaal is. De som van liganden en niet-bindende elektronenparen (X + E) bepaalt het type geometrie van het molecuul.

X + E = 2

Lineaire geometrie

AX2: Molecuul gevormd door twee ligandatomen bevestigd aan een centraal atoom

Voorbeeld: berylliumhydride (BeH2).

X + E = 3

Driehoekige vlakke geometrie (gelijkzijdige driehoek)

AX3: Molecuul bestaande uit drie atomen bevestigd aan een centraal atoom

Voorbeelden: Sommige chloriden zoals boor of aluminium (BCl3, AlCl3)

Hoekgeometrie (hoek van 120))

AX2E: Molecuul met een centraal atoom bevestigd aan twee liganden en een niet-bindend elektronenpaar.

Voorbeelden: Tin (II) Chloride (Sn2Cl)

X + E = 4

tetraëdrische geometrie

AX4: Moleculen met een centraal atoom met vier liganden die in bindingen zijn gerangschikt zodat de liganden zijn ze hebben op de hoekpunten van de tegenoverliggende diagonalen een kubus waarvan het middelpunt het centrale atoom zelf is.

Voorbeelden: Moleculen zoals methaan (CH4), siliciumchloride (SiCl4) of koolstoftetrachloride (CCl4) presenteren deze geometrie.

Trigonale piramidegeometrie

AX3E: Moleculen met 3 liganden en 1 eenzaam elektronenpaar waarin de atomen van de drie liganden zijn gerangschikt om te vormen de basis van een piramide met een driehoekige basis waarin het centrale atoom zich in het bovenste hoekpunt van said. bevindt piramide

Voorbeelden: een van de moleculen met deze geometrie is ammoniak (NH3).

Hoekgeometrie (hoek van 109))

AX2E2: De twee liganden en het centrale atoom zijn gerangschikt onder een hoek van 109º

Voorbeelden: Water (H2O) is een van de moleculen met deze geometrie.

Glineaire eometrie

AX3: Omdat er slechts één ligand aan het centrale atoom is bevestigd, is de geometrie lineair.

Voorbeeld: waterstoffluoride of fluorwaterstofzuur (HF).

X + E = 5

Trigonale bipiramidale geometrie

AX5: Het molecuul heeft de geometrie van twee tegenover elkaar liggende piramides, met een driehoekige basis die voor beide geldt. Het centrale atoom is in het midden gerangschikt en de liganden bevinden zich op de hoekpunten.

Voorbeeld: Fosforpentachloride (PCl5)

Dyshenoïdale geometrie

AX4E: In dit type geometrie krijgen de atomen een rangschikking die lijkt op de structuur van een wipzwaai.

Voorbeeld: Tetrazwavelfluoride (SF4).

T-geometrie

AX3E2: Moleculen hebben de vorm van de letter T, met de liganden aan de uiteinden van de letter en het centrale atoom op het punt waar de twee lijnen die het vormen samenkomen.

Voorbeeld: Chloortrifluoride (ClF3)

Lineaire geometrie

AX2E3: In dit geval zijn de drie atomen van het molecuul gerangschikt in lijn met het centrale atoom in een tussenpositie.

Voorbeeld: Xenondifluoride (F2Xe)

X + E = 6

Octaëdrische geometrie

AX6: Dit type molecuul heeft een structuur die lijkt op een octaëder waarin het centrale atoom het midden van de geometrische figuur zou innemen en de zes liganden elk van zijn hoekpunten.

Voorbeeld: Zwavelhexafluoride (SF6)

Vierkante basispiramide

AX5E: In dit geval vormen de atomen een figuur waarin het centrale atoom het midden van de basis inneemt en de liganden de vijf hoekpunten van de figuur vormen.

Voorbeeld: Broompentafluoride (BrF5)

Vlakke vierkante geometrie

AX4E2: De atomen krijgen een vierkante opstelling, waarbij het centrale atoom het midden van de figuur inneemt en de liganden elk van zijn hoekpunten innemen.

Voorbeeld: Xenontetrafluoride-ion (XeF4)

Als u meer artikelen wilt lezen die vergelijkbaar zijn met Moleculaire geometrie: definitie en voorbeelden, raden we u aan om onze categorie van het atoom.

Alejandrina Gallego Picó, Rosa Mª Garcinuño Martínez, Mª José Morcillo Ortega, Miguel Ángel Vázquez Segura. (2018) Basis scheikunde. Madrid: Uned