Moleculaire vorm

We gebruiken Lewis-structuren samen met de Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory om de structuren van moleculen te voorspellen. Het idee hierachter is dat elektronen in gevulde banen elkaar zullen afstoten omdat ze dezelfde lading hebben (net zoals magneten met dezelfde polariteit elkaar afstoten).

1. Alle elektronenparen, zowel bindingsparen als lone paren, zijn belangrijk bij het bepalen van de vorm van een molecuul.
2. Bindingsparen zijn kleiner dan lone paren omdat er 2 positief geladen kernen zijn die ze naar binnen trekken.
3. Enkele bindingen zijn kleiner dan dubbele bindingen en dubbele bindingen zijn kleiner dan drievoudige bindingen.
4. Als een centraal atoom (A) wordt omgeven door verschillende atomen (B en C) in het molecuul ABxCy, kan de relatieve grootte van B en C de structuur van het molecuul beïnvloeden.

De eerste stap is de beste Lewisstructuur van het molecuul te construeren. Laten we eens kijken naar een paar voorbeelden: CH4, NH3, BH3

De elektronenparen op het centrale atoom zullen zo worden gerangschikt dat hun afstand tot de anderen zo groot mogelijk is. Twee paren staan altijd 180 graden uit elkaar, in een lineaire opstelling. Drie paren staan 120 graden uit elkaar, in een trigonale opstelling. Vier paren staan in een tetraëder, 109 graden uit elkaar. Wanneer er 5 paren elektronen zijn, zijn er twee mogelijke ordeningen: trigonaal tweepiramidaal (hoeken van 90 en 120 graden) en vierkant piramidaal (hoeken van 90 graden). Trigonaal piramidevormig is de laagste energie, maar de vierkant piramidale structuur komt aardig in de buurt en is ook belangrijk. Wanneer er 6 elektronenparen zijn, bezetten zij de hoekpunten van een octaëder (hoeken van 90 graden).

Methaan en ammoniak hebben beide 4 elektronenparen, gerangschikt in een tetraëder. Slechts drie van die paren zijn gebonden aan een ander atoom in ammoniak. Boraan heeft 3 elektronenparen en moet trigonaal zijn.

Coördinatiegeometrie

Zowel bindende als niet-bindende elektronenparen bepalen de structuur, maar we geven de geometrie van moleculen een naam op basis van de rangschikking van atomen.

Elektronenparen	0 eenzame paren	1 eenzaam paar	2 eenzame paren	3 eenzame paren
2 e- paren	lineair	lineair	none	none
3 e- paren	trigonaal	gebogen	lineair	none
4 e- paren	tetrahedraal	trigonaal piramidaal	gebogen	lineair
5 e- paren	trigonaal bipyramidaal	disphenoidal	T-vormig	lineair
6 e- paren	octahedraal	vierkante piramidevormige	vierkante planaire	T-vormig

De werkelijke bindingshoeken zullen meestal vervormd zijn ten opzichte van de geïdealiseerde hoeken in de plaatjes hierboven, omdat alle bindingen en niet-bindende elektronenparen niet dezelfde “grootte” hebben.

eenpaar >drievoudige binding >dubbele binding >een enkele binding
Ook atomen die aan een centraal atoom gebonden zijn, maken een verschil. De I-atomen zijn veel groter dan de H-atomen in CH2I2 en de H-H-hoek is kleiner dan de ideale 109 graden terwijl de I-I-hoek groter is.
TerugkompasTabellenIndexIntroductieVolgende