Hvordan beregne et sterkt tall

I tillegg til deres unike egenskaper, har forskjellige molekyler forskjellige geometrier. Du kan bruke valence shell elektronpar frastøting sammen med sterisk nummer av et molekyl for å bestemme dens geometriske struktur. Dette er en av grunnene til at det å forstå hva det steriske tallet til et molekyl er, og hvordan du beregner det, er avgjørende for kjemistudenter og alle som ønsker å undersøke molekylær geometri.

Prosessen med å finne det steriske tallet er ganske grei, så lenge du kan telle molekylære bindinger og bruke et molekyls Lewis-struktur for å finne ensomme elektronpar.

Det steriske tallet til et molekyl er antall andre atomer bundet til det sentrale atomet i molekylet pluss antall ensomme elektronpar som er festet til det.

Dette brukes til å bestemme molekylær geometri fordi elektroner i par frastøter hverandre, enten disse parene er bindingselektroner eller ensomme par som ikke er bundet til et bestemt atom. Fordi de posisjonerer seg slik at de oppnår maksimal separasjon, forteller det relativt enkle målet på sterktallet deg den generelle formen på molekylet.

For et molekyl med et sterisk antall 2 vil det være en lineær struktur, og for et sterkt antall på 3 vil det være en trigonal plan struktur. Fortsetter på samme måte fører et sterkt antall på 4 til tetraedral struktur, 5 gir en trigonal bipyramidal struktur og et sterkt antall på 6 fører til en oktaedrisk struktur.

Den steriske tallformelen kan skrives ned direkte basert på definisjonen gitt ovenfor, som:

Sterisk nummer = (antall atomer bundet til det sentrale atomet) + (antall ensomme par elektroner på det sentrale atomet)

Utfordringen i å beregne sterktallet er derfor mindre en av faktisk beregning og mer av ser på strukturen til molekylet i form av bindingselektroner og finner de to tallene du trenge. Dette er ganske enkelt å gjøre hvis du ser på molekylens Lewis-struktur og forstår hvordan du finner et ensomt elektronpar.

Lewis-strukturen til et molekyl er en representasjon av elektronene i valensskallet for atomene i molekylet, generelt representert av prikker som omgir atomene, som er vist med deres standardsymboler (f.eks. O for oksygen, C for karbon, H for hydrogen og Cl for klor).

Først tegner du atomene og deres bindinger i henhold til molekylformelen og / eller hva du allerede vet om molekylet. For eksempel vann (H₂O) er representert av et sentralt O-atom, med to H-atomer forbundet med en enkeltbinding (individuell rett linje) på hver side av den.

Fyll ut de resterende elektronene i valensskallet (dvs. de som er tilgjengelige for binding som for øyeblikket ikke er en del av en binding). For oksygen er det seks valenselektroner, og to av disse er involvert i bindingene med hydrogenatomene, og etterlater fire valenselektroner å fylle ut. Tegn to par prikker rundt O-symbolet for å fullføre diagrammet.

De ensomme parene for oksygen er disse to elektronparene som ikke er involvert i molekylær binding. Selvfølgelig fører andre situasjoner til forskjellige typer Lewis-strukturer, og du må tenke litt mer i visse tilfeller.

For eksempel danner elektroner ikke par med mindre det ikke er noen "mellomrom" tilgjengelig utenfor et par, f.eks. i karbon er det fire valenselektroner, men med åtte tilgjengelige flekker, trenger ikke elektronene å danne par for å passe inn i skallet, så de ikke gjør det.

Å bruke sterktallformelen er enkelt når du har tegnet Lewis-strukturen for det aktuelle molekylet. Se på det sentrale atomet og tell hver av bindingene (selv om det er en dobbelt- eller tredobbeltbinding) som er festet til den hver. Så se på prikkene rundt atomet: er det noen par som ikke er involvert i binding? I så fall kan du legge til en til totalen for hvert eksempel.

For H₂O, det sentrale oksygenatomet er bundet til to hydrogenatomer, og det er to elektronpar igjen rundt det. Dette kan settes inn i den steriske tallformelen for å finne resultatet:

Og så har vann en tetraederstruktur, selv om en del av denne strukturen består av de ensomme elektronene.