Základní anorganické struktury

V molekule mají atomy dané předem definované vzájemné pozice. Základní molekulární geometrii dokážeme zjistit z Lewisových vzorců, které nám poskytují sterické číslo. Sterické číslo představuje počet vazeb a nevazebných elektronových párů kolem centrálního atomu. Charakterizovat geometrické uspořádání molekuly můžeme pomocí délky vazeb a vazebných úhlů. Délka vazby představuje přímou vzdálenost mezi středy jader dvou atomů spojených vazbou. Vazebné úhly jsou úhly mezi kteroukoli dvojicí vazeb, které zahrnují společný atom.

Tabulka č. 7: Porovnání ideálního a reálného tvaru molekul, a s toho vyplývajících uhlů

Výchozí tvar	Vazebné uhly	Reálný tvar	Vazebné uhly
Lineární	180°	Lineární	180°
Rovnostranný trojúhelník	120°	Rovnostranný trojúhelník	120°
Rovnostranný trojúhelník	120°	Lomený	≤ 120°
Pravidelný tetraedr	109,5°	Pravidelný tetraedr	109,5°
		Trigonální pyramida	≤ 109,5°
		Lomený	≤ 109,5°
Trigonální bipyramida	Ekvatoriální uhel 120° Axiální uhel 90°	Trigonální bipyramida	Ekvatoriální uhel 120° Axiální uhel 90°
		Disfenoid	Ek - Ek 120° Ax - Ax 180° Ax - Ek 90°
		T- tvar	Ax - Ax 180° Ax - Ek 90°
		Lineární	180°
Oktaedr	90°	Oktaedr	90°
		Tetragonální pyramida	≤ 90°
		Čtverec	90°
Pentagonální bipyramida	Ekvatoriální uhel 72° Axiální uhel 90°	Pentagonální bipyramida	Ek - Ek 72° Ax - Ax 180° Ax - Ek 90°

Molekulární geometrie je obecný tvar molekuly a popisuje vzájemné pozice atomových jader. Na zjištění prostorové struktury molekuly slouží tři teorie chemické vazby a molekulární geometrie. VSEPR (Valence Shell Electron-Pair Repulsion), je soubor empirických pravidel, který uvažuje elektrostatické působení atomů a volných elektronových párů v molekule. VBT (Valence Bond Theory) která je založena na kvantových efektech a hybridizaci atomových orbitalů. MO-LCAO (Molecular Orbitals – Linear Combination of Atomic Orbitals) vyplývá z představy o tvorbě molekulárních orbitalů lineární kombinací atomových orbitalů při vzniku chemické vazby.

Obr. č. 14: Substituenty, které se vážou na centrální atom A, ovlivňují vazbu, uhel a tvar (6)

VSEPR

Teorie VSEPR klade vyšší důraz na vliv repulze valenčních elektronových párů, jejich prostorové uspořádání představuje minimum odpudivé energie. Elektronový pár se chce co nejvíce přiblížit k jádru, ale zároveň chce být co nejdále od ostatních elektronových párů. Využívá se pro prvky hlavních skupin a přechodné kovy s elektronovou konfigurací d⁰ a d¹⁰.

Repulze elektronových párů klesá v pořadí od nejsilnějšího po nejslabší: dva nevazebné elektronové páry, vazby s σ-interakcí a jednoduchá vazba, jednoduchá vazba a nevazebný pár, dvě jednoduché vazby. Mnohem větší vliv na geometrii mají volné elektronové páry a násobné vazby, než vazby jednoduché. Základní tvary zahrnují i nevazebné elektronové páry a z nich pak vznikají tvary odvozené, u kterých uvažujeme pouze polohy atomů.

Tabulka č. 8: Tvary VSEPR podle sterického čísla a elektronových párů

	Počet volných elektronových párů
Sterické číslo	0	1	2	3
2	AB₂(Lineární)
3	AB₃(Trojúhelník)	AB₂E₁(Lomený)
4	AB₄(Tetraedr)	AB₃E₁(Trigonální pyramida)	AB₂E₂(Lomený)
5	AB₅(Trigonální bipyramida)	AB₄E₁(Disfenoid)	AB₃E₂(T-tvar)	AB₂E₃(Lineární)
6	AB₆(Oktaedr)	AB₅E₁(Tetragonální pyramida)	AB₄E(Čtverec)

M:\La étoile du soir\Diplomka\Modely\OpenSCAD files\VSEPR\obr\AB3E0 - Trigonal 2.png — Obr. č. 16: AB₃ (Trojúhelník)

C:\Users\Daniela\Documents\3ds Max 2021\renderoutput\B 1EP .png — Obr. č. 17: AB₂E₁ (Lomený)

C:\Users\Daniela\Documents\3ds Max 2021\renderoutput\pyramid3.png — Obr. č. 19: AB₃E₁ (Trigonální pyramida)

C:\Users\Daniela\Documents\3ds Max 2021\renderoutput\B EP .png — Obr. č. 20: AB₂E₂ (Lomený)

C:\Users\Daniela\Documents\3ds Max 2021\renderoutput\Tshape 2EP.png — Obr. č. 23: AB₃E₂(T-tvar)

C:\Users\Daniela\Documents\3ds Max 2021\renderoutput\Linear 3EP.png — Obr. č. 24: AB₂E₃(Lineární)

C:\Users\Daniela\Documents\3ds Max 2021\renderoutput\TP.png — Obr. č. 26: AB₅E₁ (Tetragonální pyramida)

C:\Users\Daniela\Documents\3ds Max 2021\renderoutput\squere.png — Obr. č. 27: AB₄E₂ (Čtverec)

Tabulka č. 9: Tvary a symetrie molekul (4)

Sterické Číslo	Typ	Tvar molekuly	Hybridizace	Symetrie	Příklady
2	AB₂	Lineární	sp	D_∞h	NO₂⁺
2	ABE	Lineární	sp	C_∞_v	PO⁺
3	AB₃	Trigonální (trojúhelník)	sp²	D_3h	BCl₃; CO₃²⁻ ; NO₃^-; MnO₃⁺;
	AB₂E	Lomený		C₂_v	SO₂; NO₂⁻ ; [ClO₂]⁺
	AA₂E	Lomený		C₂_v	O₃
	ABCE	Lomený		C_s	NOCl
	ABE₂	Lineární		C_∞_v	-
4	AB₄	Tetraedr	sp³	T_d	NH₄⁺; XeO₄; ClO₄^-; BF₄⁻; SO₄²⁻; PO₄³⁻
	AB₃E	Trigonální pyramida	sp³	C₃_v	[H₃O]⁺ [HSO₄]⁻; NCl₃; NF₃; XeO₃; SO₃²⁻; ClO₃⁻; NH₃; PH₃
	AB₂E₂	Lomený	sp³	C₂_v	Cl₂O; I₃⁺; ClO₂⁻ H₂O; H₂S; H₂Se; H₂Te
	ABE₃	Lineární	„sp³“	C_∞_v	HCl; XeF⁺
5	AB₅	Trigonální bipyramida	sp³d	D_3h	PF₅; PCl₅; [Fe(CO)₅]; [SnCl₅]⁻; SbCl₅;
	AB₅	Tetragonální pyramida		C₄_v	[InCl₅]²⁻; [TlCl₅]²⁻; Sb(C₆H₅)₅
	AB₄C	Trigonální bipyramida		C₂_v	SOF₄
	AB₄E	Hexaedr (nepravidelný šestistěn)		C₂_v	SF₄
	AB₃CE	Nepravidelný tetraedr		C_s	F₃ClO
	AB₃E₂	T-tvar		C_2v	ClF₃; BrF₃; [XeF₃]⁺
	AB₂E₃	Lineární		D_∞h	XeF₂⁻; [I₃]⁻; BrF₂⁻
6	AB₆	Oktaedr	sp³d²	O_h	SF₆; PF₆⁻
	AB₅E	Tetragonální pyramida		C_4v	XeOF₄
	AB₄E₂	Čtverec		D_4h	XeF₄; ICl₄⁻; BrF₄⁻
7	AB₇	Pentagonální pyramida	sp³d³ nebo fsp³d²	D_5h	IF₇; UF₇³⁻ ; ZrF₇³⁻
	AB₆E	Pravidelný oktaedr		O_h	TeCl₆²⁻; SbBr₆³⁻
	AB₆E	Pentagonální pyramida s vertikální E		C_5v	XeF₆

Proces dehybridizace můžeme pozorovat ve strukturách typu AB₄, AB₃E a AB₂E₂, kde s rostoucím počtem volných elektronových párů označovaných E, klesá hodnota vazebného úhlu. Daný pokles vazebného úhlu u některých sloučenin koreluje se snížením podílu orbitalu s v lineárních kombinacích původních atomových orbitalů. Původní hybridizace blízka sp³ hybridizaci se u těchto sloučenin následně blíží spíše p³či p² (8).

Tabulka č. 10: Hybridizace a vazebné uhly (8)

Počet volných elektronových párů E
0		1		2		2
AB₄		AB₃E		AB₂E₂		AB₂E₂
CH₄	109,5°	NH₃	106,8°	H₂O	104,5°	OF₂	103°
SiH₄	109,5°	PH₃	93,5°	H₂S	92,5°	SF₂	98°
GeH₄	109,5°	AsH₃	92,0°	H₂Se	91,0°	SeF₂	94°
SnH₄	109,5°	SbH₃	91,5°	H₂Te	89,5°	-

Metoda VSEPR není použitelná pro typ AB₈a následující typy se sterickým číslem osm až deset, protože charakter vazby se mění z kovalentního na iontový. K nepoužitelnosti této metody přispívá i růst velikosti středového atomu, který výrazně ovlivňuje koordinaci. (8)

Hybridizace

Hybridizace je koncept, který popisuje sjednocení energeticky různých atomových orbitalů, a vytvoření nových hybridizovaných orbitalů. Je to matematický model, který popisuje atomové orbitaly na základě pozorování molekulových orbitalů. Rozdíl mezi těmito dvěma typy orbitalů je v tom, že molekulové orbitaly vznikají mezi dvěma atomy, a hybridní orbitaly na stejném atomu. Hybridizace přímo souvisí s tvarem molekul, a vazebnými vlastnostmi, protože vysvětluje umístění hybridních orbitalů v prostoru a vznik kovalentních vazeb. (9)

Hybridizace typu sp představuje proces vzniku dvou sp hybridizovaných orbitalů spojením jednoho s orbitalu s jedním p orbitalem. Vzniklé dva sp hybridizované orbitaly označujeme jako degenerované, což znamená, že mají stejnou energii. Když hybridizované orbitaly vytvoří vazbu, vzniknou molekulové orbitaly se stejným rozložením elektronové hustoty. Výsledný tvar je lineární s vazebným uhlem 180°. Dva p orbitaly, které nebyli využité v procesu hybridizace, se mohou podílet na vzniku dvojné nebo trojné vazby. (9)

Obr. č. 28: Vizualizace vzniků 2 sp orbitalů (9)

Hybridizace sp² představuje proces vzniku tří sp² hybridizovaných orbitalů spojením jednoho s orbitalu se dvěma p orbitaly. Tři vzniklé sp² hybridizované orbitaly jsou degenerované, mají tedy stejnou energii a rozložení elektronové hustoty. Prostorové uspořádaní vazeb je trigonálně planární a vazebný uhel je 120°.

Obr. č. 30: Vizualizace vzniků 3 sp² orbitalů (9)

Hybridizace sp³ představuje proces vzniku čtyř sp³ hybridizovaných orbitalů spojením jednoho s orbitalu se třemi p orbitaly. Čtyři vzniklé sp³ hybridizované orbitaly označujeme jako degenerované, co znamená, že mají stejnou energii. Degenerace všech čtyř sp³ orbitalů nám poskytuje představu, o prostorovém uspořádaní vazeb, vycházejících z atomu v dané hybridizaci. Když hybridizované orbitaly vytvoří vazbu, vniklé molekulové orbitaly mají taky stejné rozložení elektronové hustoty. Jelikož jsou všechny čtyři orbitaly stejné energeticky i z hlediska elektronové hustoty, rozloží se v prostoru co nejsymetričtěji vytvářející se tetraedrické uspořádání. Vazebný uhel v tetraedru představuje 109,5°, s molekulovými orbitaly směřujícími do rohů tetraedru. (9)

Obr. č. 32: Vizualizace vzniků 4 sp³ orbitalů (9)

Obr. č. 35: sp³hybridizace amoniaku (10)

Hybridizace sp³d představuje proces vzniku pěti sp³d hybridizovaných orbitalů spojením jednoho s orbitalu se třemi p orbitaly a jedním d orbitalem. Pět vzniklých sp³d hybridizovaných orbitalů označujeme jako degenerované, což znamená, že mají stejnou energii. Hybridizaci sp³d můžou mít atomy ze třetí periody a vyšší. Tvoří prostorovou strukturu trigonální bipyramidy s úhlem 90° v axiální rovině a 120° v ekvatoriální rovině.

Hybridizace sp³d² představuje proces vzniku šestisp³d² hybridizovaných orbitalů spojením jednoho s orbitalu se třemi p orbitaly a dvěma d orbitaly. Šest vzniklých sp³d² hybridizovaných orbitalů označujeme jako degenerované, což znamená, že mají stejnou energii. Hybridizaci sp³d² tvoří oktaedrickou strukturu s oběma úhly 90° v ekvatoriální i axiální rovině.

Obr. č. 36: sp³d a sp³d² hybridizace (10)

Symetrie

Struktura pevných látek

Bc. Daniela Kneblová

Tvary molekul

VSEPR

Hybridizace