Molekylær form

Vi bruger Lewis-strukturer sammen med Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory til at forudsige molekylers strukturer. Ideen bag dette er, at elektroner i fyldte orbitaler vil frastøde hinanden, fordi de har den samme ladning (ligesom magneter med samme polaritet frastøder hinanden).

1. Alle elektronpar, både bindingspar og ensomme par, er vigtige for molekylets form.
2. Bindingspar er mindre end ensomme par, fordi der er 2 positivt ladede kerner, der trækker dem ind.
3. Enkeltbindinger er mindre end dobbeltbindinger, og dobbeltbindinger er mindre end trippelbindinger.
4. Hvis et centralt atom (A) er omgivet af forskellige atomer (B og C) i molekylet ABxCy, kan de relative størrelser af B og C påvirke molekylets struktur.

Det første skridt er at konstruere den bedste Lewis-struktur for molekylet. Lad os se på et par eksempler: CH4, NH3, BH3

Elektronparrene på det centrale atom vil være anbragt på en sådan måde, at deres afstand til de andre er størst mulig. To par vil altid ligge 180 grader fra hinanden, i en lineær opstilling. Tre par vil være 120 grader fra hinanden i et trigonalt arrangement. Fire par vil være anbragt i et tetraeder med en afstand på 109 grader. Når der er fem par elektroner, er der to mulige opstillinger: trigonal bipyramidal (90 og 120 graders vinkler) og firkantet pyramidal (90 graders vinkler). Trigonal bipyramidal er den laveste energi, men den firkantede pyramidale struktur er ret tæt på og er også vigtig. Når der er 6 elektronpar, indtager de hjørnerne i et oktaeder (90 graders vinkler).

Methan og ammoniak har begge 4 elektronpar, der er anbragt i et tetraeder. Kun tre af disse par er bundet til et andet atom i ammoniak. Boran har 3 elektronpar og må være trigonalt.

Koordinationsgeometri

Både bindende og ikke-bundene elektronpar bestemmer strukturen, men vi benævner molekylernes geometri efter atomernes placering.

Elektronpar	0 lone par	1 lone par	2 lone par	3 lone par
2 e- par	lineær	lineær	ingen	ingen	ingen
3 e- par	trigonal	bøjet	lineær	nul
4 e- par	tetraeder	trigonal pyramidal	bøjet	lineær
5 e- par	trigonal bipyramidal	disphenoidal	T-formet	lineær
6 e- par	oktaedrisk	kvadratisk pyramideformet	kvadratisk planar	T-formet

De virkelige bindingsvinkler vil normalt være forvrængede i forhold til de idealiserede vinkler i billederne ovenfor, fordi alle bindinger og ikke-bindende elektronpar ikke har den samme “størrelse”.

enkelpar >trippelbinding >dobbeltbinding >enkelbinding
Også de atomer, der er bundet til et centralt atom, gør en forskel. I-atomerne er meget større end H-atomerne i CH2I2, og H-H vinklen er mindre end de ideelle 109 grader, mens I-I vinklen er større.
TilbageKompasstabellerIndexIndledningNæste