Како израчунати стерични број

Поред својих јединствених својстава, различити молекули имају и различите геометрије. Можете користити одбојност електрона у валентној љусци поред стерицки број молекула за одређивање његове геометријске структуре. То је један од разлога што је разумевање шта је стерни број молекула и како га израчунавате пресудно за студенте хемије и све који желе да истраже молекуларну геометрију.

Процес проналаска стеричког броја је прилично једноставан, све док можете рачунати молекуларне везе и користити Левисову структуру молекула за проналажење усамљених електронских парова.

Стерични број молекула је број осталих атома везаних за централни атом молекула плус број усамљених парова електрона везаних за њега.

Ово се користи за одређивање молекуларна геометрија јер се електрони у паровима међусобно одбијају, било да су ти парови везни електрони или усамљени парови који нису везани за одређени атом. Будући да се постављају тако да постигну максимално раздвајање, релативно једноставна мера стеричног броја говори вам укупан облик молекула.

За молекул са стеричким бројем 2 постојаће линеарна структура, а за стерички број 3 постојаће тригонална планарна структура. Настављајући се на исти начин, стерни број 4 доводи до тетраедарске структуре, 5 даје тригоналну бипирамидну структуру, а стерни број 6 води до октаедарске структуре.

Формула стеричког броја може се записати директно на основу горе дате дефиниције, као:

Стерични број = (број атома везаних за централни атом) + (број усамљених парова електрона на централном атому)

Стога је изазов у ​​израчунавању стеричког броја мањи од стварног, а већи од гледајући структуру молекула у смислу везивања електрона и проналазећи два броја вас требати. То је прилично лако учинити ако погледате Луисову структуру молекула и разумете како пронаћи усамљени електронски пар.

Левисова структура молекула је приказ електрона у валентној љусци за атоме у молекулу, генерално представљене тачкама које окружују атоме, а које су приказане њиховим стандардним симболима (нпр. О за кисеоник, Ц за угљеник, Х за водоник и Цл за хлор).

Прво нацртајте атоме и њихове везе према молекулској формули и / или ономе што већ знате о молекулу. На пример, вода (Х.₂О) је представљен централним атомом О, са два атома Х повезана једноструком везом (појединачна права линија) са обе његове стране.

Попуните преостале електроне у валентној љусци (тј. Оне доступне за везивање који тренутно нису део везе). За кисеоник постоји шест валентних електрона, а два од њих су укључена у везе са атомима водоника, остављајући четири валентна електрона да се попуне. Нацртајте два пара тачака око симбола О да бисте употпунили дијаграм.

Усамљени парови за кисеоник су ова два пара електрона који нису укључени у молекуларну везу. Наравно, друге ситуације доводе до различитих типова Левис-ових структура и у одређеним случајевима ћете морати мало више да размислите.

На пример, електрони не формирају парове осим ако ван пара нису доступни „размаци“, нпр. у угљенику су четири валентни електрони, али са укупно осам доступних тачака, електрони не требају да формирају парове да би се уклопили у љуску, па тако и они немојте.

Коришћење формуле стеричног броја је лако након што нацртате Луисову структуру за дотични молекул. Погледајте централни атом и пребројите сваку везу (чак и ако је то двострука или трострука веза) која је везана за њу као једну. Затим погледајте тачке које окружују атом: постоје ли парови који нису укључени у везивање? Ако је тако, додајте један укупном износу за сваки пример.

За Х.₂О, централни атом кисеоника је везан за два атома водоника, а око њега постоје два пара електрона. Ово се може уметнути у формулу стеричног броја да би се пронашао резултат:

Тако вода има тетраедарску структуру, иако је део ове структуре састављен од усамљених парова електрона.