Bent-sääntö

Kemiassa Bent-säännön avulla voidaan ennustaa molekyylin välisten atomien sidoskulmien ja -pituuksien välisiä eroja. Sääntö on yleistys, eikä sillä voi määrittää näille tarkkoja arvoja.

Sääntö on: molekyylin spn hybridisoituneen keskusatomin p-orbitaaliluonne kasvaa siihen sitoutuneiden elektronegatiivisimpien atomien tai atomiryhmien (ligandien) suuntaan. Säännön seurauksena elektronegatiivisimpien ligandien väliset sidoskulmat ovat usein pienimpiä, ja keskusatomin ja elektropositiivisimpien ligandien väliset sidospituudet lyhyimpiä.

Henry A. Bent keksi säännön 1961 ja sääntö sen vaihtoehtoisessa alkuperäisessä muodossa on: "atominen s-luonne keskittyy orbitaaleilla elektropositiivisten substituenttien suuntaan."

Sääntö toimii yleisemmällä tasolla kuin VSEPR-teoriaan pohjautuvat yleistykset. Bent-sääntö selittää esimerkiksi miksi veden sidoskulma on 104.5°, joka VSEPR-teorian mukaan olisi virheellisesti 109.5°. Bent-sääntöä on siksi esitetty sisällytettäväksi kemian opetukseen.

Sidoskulmat
Esimerkiksi metaanissa keskusatomi on hiili ja ligandit vetyjä. Muodoltaan tetraedrisen metaanin vetyjen väliset H-C-H sidoskulmat ovat noin 109.5°. Fluorimetaanin H-C-F sidoskulma on 108.6° ja H-C-H sidoskulma 110.3°. Vedyt ovat siis fluorimetaanissa kääntyneet fluoria kohden kuten Bent-sääntö ennustaa.

Metaanin hiili-keskusatomi on sp3 hybridisoitunut, eli sen C-H sidosten hybriorbitaaleilla on 25% (1/4) s-orbitaaliluonnetta ja 75% (3/4) p-orbitaaliluonnetta. Fluorimetaanissa elektronegatiivinen fluori vetää C-F sidoksen elektroneja puoleensa, jolloin sidoksen p-orbitaaliluonne kasvaa (>75%) ja s-orbitaaliluonne vähenee (<25%). C-H sidoksille käy päinvastoin eli niiden s-orbitaaliluonne kasvaa ja s-orbitaaliluonne pienenee. P-orbitaaliluonteisempi fluori ohjaa s-orbitaaliluonteisemmat vedyt lähemmäs 90° kulmaa suhteessa itseensä, sillä täysin p-orbitaaliluonteiset orbitaalit suuntautuvat 90° kulmiin suhteessa toisiinsa. S-orbitaalien suuntautuminen taas on isotrooppista.

Elektronit pyrkivät p-orbitaalia matalaenergisemmälle s-orbitaalille, ja siksi sääntö yleensä toimii. Fluorimetaanissa C-F sidoksen elektronitiheys on fluorin elektronegatiivisuuden vuoksi suhteessa suurempi kuin C-H sidoksissa. C-H sidoksen elektronit pyrkivät siksi miehittämään ensisijaisesti s-orbitaalin kasvattaen siten sidoksen s-orbitaaliluonnetta. 

Jos keskusatomissa on vapaita elektronipareja, voidaan niitä Bent-säännön mukaisissa yleistyksissä pitää kaikkein vähiten elektronegatiivisina (elektropositiivisimpina) ligandeina. Säännöllä voidaan selittää siksi veden täydellisestä tetraedristä (~109.5°) poikkeava H-O-H sidoskulma, joka on noin 104.5°, sillä vedyt ovat elektronipari-"ligandeja" elektronegatiivisempia. 
 

Bent-sääntöä voidaan usein käyttää jaksollisen järjestelmän 2. jakson atomeille (C, N, O jne.), mutta sitä voidaan soveltaa myös raskaammille atomeille kuten Si, Sn, Pb jne. ja jopa siirtymämetalleille. Esimerkiksi Me2SiCl2:n Cl-Si-Cl sidoskulma on 107.2° ja C-Si-C 114.7°. Me2TiCl2:n Cl-Ti-Cl kulma on 116.7° ja C-Ti-C 106.2° eli sidoskulma onkin elektronegatiivisten ligandien lähellä suurempi – syynä on se, että tässä on kyse sd3 hybridisaatiosta, ja d-orbitaalien suuntautuminen on erilaista kuin p-orbitaalien. Sääntö pätee siis yhä tässäkin tilantessa. Koska sääntö toimii näinkin yleisesti, voidaan se esittää johdannon esitystapaa laveammin: suurienergisempien valenssiorbitaalien luonne kasvaa elektronegatiivisimpien ligandien suuntaan.

Sidospituudet
Bent-säännön mukaan sidosorbitaalien s-luonteen kasvaessa σ-sidospituus lyhenee, kuten alla.

Lähteet

Molekyylimallinnus
Kvanttikemia
Kemiallinen sitoutuminen