Sådan beregnes et steric tal

Ud over deres unikke egenskaber har forskellige molekyler forskellige geometrier. Du kan bruge valence shell elektronpar frastødning sammen med sterisk nummer af et molekyle til bestemmelse af dets geometriske struktur. Dette er en af ​​grundene til, at det er afgørende for kemistuderende og enhver, der ønsker at undersøge molekylær geometri, at forstå, hvad et molekyls steriske tal er, og hvordan du beregner det.

Processen med at finde det steriske tal er dog ret ligetil, så længe du kan tælle molekylære bindinger og bruge et molekyls Lewis-struktur til at finde ensomme elektronpar.

Det steriske antal af et molekyle er antallet af andre atomer bundet til det centrale atom i molekylet plus antallet af ensomme elektronpar, der er knyttet til det.

Dette bruges til at bestemme molekylær geometri fordi elektroner i par frastøder hinanden, uanset om disse par er bindende elektroner eller ensomme par, der ikke er bundet til et bestemt atom. Fordi de placerer sig for at opnå maksimal adskillelse, fortæller det relativt enkle mål for det steriske antal dig den samlede form af molekylet.

For et molekyle med et sterisk tal på 2 vil der være en lineær struktur, og for et sterisk antal på 3 vil der være en trigonal plan struktur. Fortsat på samme måde fører et sterisk antal på 4 til tetrahedral struktur, 5 giver en trigonal bipyramidal struktur og et sterisk antal på 6 fører til en oktaedrisk struktur.

Den steriske talformel kan nedskrives direkte baseret på den ovenfor angivne definition, som:

Sterisk nummer = (antal atomer bundet til det centrale atom) + (antal ensomme elektronpar på det centrale atom)

Udfordringen ved beregning af det steriske tal er derfor mindre en faktisk beregning og mere af ser på strukturen af ​​molekylet i form af bindingselektroner og finder de to tal dig brug for. Dette er ret let at gøre, hvis du ser på Lewis-strukturen i molekylet og forstår, hvordan man finder et ensomt elektronpar.

Lewis-strukturen i et molekyle er en repræsentation af elektronerne i valensskallen for atomerne i molekylet, generelt repræsenteret af prikker, der omgiver atomerne, som er vist med deres standardsymboler (f.eks. O for ilt, C for carbon, H for hydrogen og Cl for klor).

Tegn først atomerne og deres bindinger i henhold til molekylformlen og / eller hvad du allerede ved om molekylet. For eksempel vand (H₂O) er repræsenteret af et centralt O-atom med to H-atomer forbundet med en enkeltbinding (individuel lige linje) på hver side af det.

Udfyld de resterende elektroner i valensskallen (dvs. dem, der er tilgængelige til binding, der ikke i øjeblikket er en del af en binding). For ilt er der seks valenselektroner, og to af disse er involveret i bindingerne med hydrogenatomerne, hvilket efterlader fire valenselektroner til at udfylde. Tegn to par prikker omkring O-symbolet for at udfylde diagrammet.

De ensomme par til ilt er disse to elektronpar, der ikke er involveret i molekylærbinding. Selvfølgelig fører andre situationer til forskellige typer Lewis-strukturer, og du bliver nødt til at tænke lidt mere i visse tilfælde.

For eksempel danner elektroner ikke par, medmindre der ikke er nogen "mellemrum" tilgængelige uden for et par, f.eks. i kulstof er der fire valenselektroner, men med otte tilgængelige pletter i alt, behøver elektronerne ikke at danne par for at passe ind i skallen, og så gør det ikke.

Det er let at bruge den steriske talformel, når du først har tegnet Lewis-strukturen for det pågældende molekyle. Se på det centrale atom, og tæl hver af bindingerne (selvom det er en dobbelt- eller tredobbeltbinding), der er knyttet til den som en hver. Se derefter på prikkerne omkring atomet: er der nogle par, der ikke er involveret i binding? I så fald tilføj en til summen for hvert eksempel.

For H₂O, det centrale iltatom er bundet til to brintatomer, og der er to par elektroner tilbage omkring det. Dette kan indsættes i den steriske talformel for at finde resultatet:

Og så har vand en tetraedrisk struktur, selvom en del af denne struktur er sammensat af de ensomme elektroner.