Anorganická chemie

Zadání

Nakreslete elektronový vzorec pro: fluorid sulfurylu

Postup

Krok				Elektrony
				Umístěno v tomto kroku	Zbývá umístit

1. Vzorec: ? zobraz řešení kroku

SO₂F₂

2. Bilance valenčních elektronů: ? zobraz řešení kroku

Prvek	Počet valenčních elektronů?		Počet atomů		Součin
S	6 ?	×	1	=	6
O	6 ?	×	2	=	12
F	7 ?	×	2	=	14
Součet					32
minus náboj					- (0)
Celkem:					32

16. skupina - počet valenčních elektronů: 6

3. perioda

Elektronová konfigurace:

n = 3 (číslo periody)

Ne 3s² 3p⁴

Valenční orbitaly:

Prvek je ze 16. skupiny, valenční orbitaly jsou proto:3s 3p

16. skupina - počet valenčních elektronů: 6

2. perioda

Elektronová konfigurace:

n = 2 (číslo periody)

He 2s² 2p⁴

Valenční orbitaly:

Prvek je ze 16. skupiny, valenční orbitaly jsou proto:2s 2p

17. skupina - počet valenčních elektronů: 7

2. perioda

Elektronová konfigurace:

n = 2 (číslo periody)

He 2s² 2p⁵

Valenční orbitaly:

Prvek je ze 17. skupiny, valenční orbitaly jsou proto:2s 2p

32 (párů: 16)

3. Skelet: ? zobraz řešení kroku

8 (párů: 4)

32 - 8 = 24 (párů: 12)

4a. Elektronové páry na terminálních atomech: ? zobraz řešení kroku

Vzorec s doplněnými elektronovými páry na terminálních atomech

24 (párů: 12)

24 - 24 = 0 (párů: 0)

4b. Elektronové páry na centrálních atomech: ? zobraz řešení kroku

Žádné další elektronové páry již nejsou k dispozici.

5. Doplnění formálních nábojů: ? zobraz řešení kroku

Atom	Počet elektronů		Formální náboj
	Výchozí	V molekule
S	6	4	6 - 4 = 2
O	6	7	6 - 7 = -1
O	6	7	6 - 7 = -1
F	7	7	7 - 7 = 0
F	7	7	7 - 7 = 0

Nulové náboje nepíšeme:

6. Kontrola - součet formálních nábojů musí být roven celkovému náboji: zobraz řešení kroku

2 + (-1) + (-1) + 0 + 0 = 0

Geometrie molekuly (podle VSEPR) je AB₄, prohlédněte si také její 3D strukturu.

Každý prvek, i kdyby byl sebetěžší, má nanejvýš dvojí valenční orbitaly. Které to jsou:

Skupina	Valenční orbitaly		Maximální počet valenčních elektronů
1. + 2.	ns	⇒	2
3. až 12.	ns a (n - 1)d	⇒	12
13. až 18.	ns a np	⇒	8
lanthanoidy a aktinoidy	ns a (n - 2)f	⇒	16

n — hlavní kvantové číslo = číslo periody

Výchozím krokem je správný „obyčejný“ vzorec požadované částice (chloridy thionylu a sulfurylu zdraví své příznivce!).

Sečtěte úplně všechny valenční elektrony úplně všech přítomných prvků a má-li částice náboj, odečtěte jeho velikost od sumárního počtu valenčních elektronů (elektron = záporný náboj, proto je-li daná částice nabitá, příslušný počet jich přidáme či ubereme).

Tím jste získali počet elektronů, které máte k dispozici. Rozdělte je do dvojic, protože každý orbital, ať se mu říká atomový nebo molekulový, ať slouží jako vazebný nebo je volný, do sebe pojme nanejvýš 2 elektrony. Elektronový pár znázorníte čárkou, nepárový elektron, zbude-li jaký, tečkou, značky prvků znáte, můžete začít kreslit.

Nakreslete kostru molekuly:

Centrální atom

zvolte centrální atom, z něho vychází potřebný počet vazeb k ostatním atomům.
centrálním atomem není vodík
z ostatních prvků je to ten, který má nejnižší elektronegativitu (a proto má kladné oxidační číslo, a proto se píše ve vzorci vlevo).

Př.: u chloridu fosforitého bude centrálním atomem fosfor a z něho budou vycházet tři vazby k atomům chlóru.

Výjimka: oxid chlorný, Cl₂O, v němž je centrálním atomem kyslík, stejně jako ve vodě a v difluoridu kyslíku, jejichž struktuře se podobá.

Vodíky

V kyslíkatých kyselinách není kyselý vodík vázán k centrálnímu atomu přímo, ale prostřednictvím kyslíku, jako skupina –O-H.

Chytáky: kyseliny fosforitá a fosforná

Spočítejte, kolik elektronových párů jste vypotřebovali na vazby a kolik jich ještě zbylo. Přiřaďte je k atomům podle těchto pravidel: a) atomy s nejvyšší elektronegativitou (obvykle ty koncové) nechť mají kolem sebe 4 páry, což odpovídá možnostem orbitalů s a p. Pozor: prvky z 2. periody nemohou mít kolem sebe nikdy víc než 4 páry elektronů = elektronový oktet.

Pokud pořád ještě něco zbývá, přidejte to k centrálnímu atomu, je-li alespoň ze 3.periody, může mít kolem sebe i více než 4 páry elektronů.

Formální náboje: Dokončíme vzorce tím, že doplníme formální náboje. Formální náboj je číslo, které říká, o kolik elektronů se atom v molekule rozchází se svou výchozí elektronovou konfigurací.
Zápis: Je vhodné ho zapisovat do kroužku, aby se nepletl s oxidačním číslem nebo s „pravým“ nábojem.
Součet formálních nábojů v částici: se rovná jejímu náboji celkovému, tentokrát už skutečnému.