Hur man beräknar ett steriskt tal

Förutom deras unika egenskaper har olika molekyler olika geometrier. Du kan använda valensskalelektronparavstötning vid sidan av steriskt nummer av en molekyl för att bestämma dess geometriska struktur. Detta är en av anledningarna till att det är avgörande för kemistudenter och alla som vill undersöka molekylär geometri att förstå vad det steriska numret på en molekyl är och hur du beräknar det.

Processen att hitta det steriska talet är dock ganska enkelt, så länge du kan räkna molekylära bindningar och använda en molekyls Lewis-struktur för att hitta ensamma elektronpar.

Det steriska antalet för en molekyl är antalet andra atomer bundna till molekylens centrala atom plus antalet ensamma elektronpar som är fästa vid den.

Detta används för att bestämma molekylär geometri eftersom elektroner i par stöter ifrån varandra, oavsett om dessa par är bindande elektroner eller ensamma par som inte är bundna till en viss atom. Eftersom de placerar sig så att de uppnår maximal separation, berättar det relativt enkla måttet på det steriska talet molekylens övergripande form.

För en molekyl med ett steriskt antal 2 kommer det att finnas en linjär struktur, och för ett steriskt antal av 3 kommer det att finnas en trigonal plan struktur. Fortsätter på samma sätt leder ett steriskt antal på 4 till tetrahedral struktur, 5 ger en trigonal bipyramidal struktur och ett steriskt antal på 6 leder till en oktaedrisk struktur.

Formeln för steriskt tal kan skrivas ner direkt baserat på definitionen ovan, som:

Steriskt nummer = (antal atomer bundna till den centrala atomen) + (antalet ensamma elektronpar på den centrala atomen)

Utmaningen med att beräkna det steriska talet är därför mindre en faktisk beräkning och mer av titta på strukturen av molekylen i termer av bindande elektroner och hitta de två siffrorna du behöver. Detta är ganska lätt att göra om man tittar på Lewis-strukturen i molekylen och förstår hur man hittar ett ensamt elektronpar.

Lewis-strukturen för en molekyl är en representation av elektronerna i valensskalet för atomerna i molekylen, i allmänhet representerad av prickar som omger atomerna, vilka visas med deras standardsymboler (t.ex. O för syre, C för kol, H för väte och Cl för klor).

Rita först atomerna och deras bindningar enligt molekylformeln och / eller vad du redan vet om molekylen. Till exempel vatten (H₂O) representeras av en central O-atom, med två H-atomer förbundna med en enda bindning (individuell rak linje) på vardera sidan om den.

Fyll i de återstående elektronerna i valensskalet (dvs. de som är tillgängliga för limning som för närvarande inte ingår i en bindning). För syre finns det sex valenselektroner, och två av dessa är inblandade i bindningarna med väteatomerna och lämnar fyra valenselektroner att fylla i. Rita två par punkter runt O-symbolen för att slutföra diagrammet.

De ensamma paren för syre är dessa två elektronpar som inte är involverade i molekylär bindning. Naturligtvis leder andra situationer till olika typer av Lewis-strukturer, och du måste tänka lite mer i vissa fall.

Till exempel bildar elektroner inte par om det inte finns några "mellanslag" tillgängliga utanför ett par, t.ex. i kol finns det fyra valenselektroner, men med totalt åtta tillgängliga fläckar behöver elektronerna inte bilda par för att passa in i skalet och så att de inte.

Att använda formeln för steriska tal är lätt när du har ritat Lewis-strukturen för molekylen i fråga. Titta på den centrala atomen och räkna var och en av bindningarna (även om det är en dubbel- eller trippelbindning) som är fäst vid den som en var. Titta sedan på punkterna som omger atomen: är det några par som inte är involverade i bindning? Om så är fallet, lägg till en till summan för varje exempel.

För H₂O, den centrala syreatomen är bunden till två väteatomer, och det finns två elektronpar kvar runt den. Detta kan infogas i formeln för steriskt tal för att hitta resultatet:

Och så har vatten en tetraederstruktur, även om en del av denna struktur består av de ensamma elektronparen.