Molekylform

Vi använder Lewis-strukturer tillsammans med Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory (teorin om repulsion av elektronpar i valensskalet) för att förutsäga molekylers struktur. Tanken bakom detta är att elektroner i fyllda banor stöter bort varandra eftersom de har samma laddning (precis som magneter med samma polaritet stöter bort varandra).

1. Alla elektronpar, både bindningspar och ensamstående par, är viktiga när det gäller att bestämma formen på en molekyl.
2. Bindningspar är mindre än ensamstående par eftersom det finns två positivt laddade atomkärnor som drar in dem.
3. Enkelbindningar är mindre än dubbelbindningar och dubbelbindningar är mindre än trippelbindningar.
4. Om en central atom (A) omges av olika atomer (B och C) i molekylen ABxCy kan de relativa storlekarna av B och C påverka molekylens struktur.

Det första steget är att konstruera den bästa Lewisstrukturen för molekylen. Låt oss titta på några exempel: CH4, NH3, BH3

Elektronparen på den centrala atomen kommer att arrangeras på ett sådant sätt att deras avstånd till de andra atomerna maximeras. Två par kommer alltid att vara 180 grader ifrån varandra, i ett linjärt arrangemang. Tre par kommer att vara 120 grader ifrån varandra i ett trigonalt arrangemang. Fyra par kommer att vara arrangerade i en tetraeder med 109 graders mellanrum. När det finns fem elektronpar finns det två möjliga arrangemang: trigonal bipyramidal (90 och 120 graders vinkel) och kvadratisk pyramidal (90 graders vinkel). Trigonal bipyramidal är den med lägst energi, men den kvadratiska pyramidala strukturen ligger ganska nära och är också viktig. När det finns 6 elektronpar upptar de hörnen i en oktaeder (90 graders vinklar).

Metan och ammoniak har båda 4 elektronpar, arrangerade i en tetraeder. Endast tre av dessa par är bundna till en annan atom i ammoniak. Boran har 3 elektronpar och måste vara trigonal.

Koordineringsgeometri

Både bundna och icke-bundna elektronpar bestämmer strukturen, men vi benämner molekylernas geometri efter atomernas placering.

Elektronpar	0 ensamstående par	1 ensamstående par	2 ensamstående par	3 ensamstående par
2 e-. par	linjär	linjär	noll	noll
3 e- par	trigonal	bent	linjärt	noll
4 e- par	tetraeder	trigonal pyramidal	bent	linjär
5 e- par	trigonal bipyramidal	disphenoidal	T-formad	linjär
6 e- par	oktaeder	kvadratisk pyramidal	kvadratisk planär	T-formad

De verkliga bindningsvinklarna kommer vanligtvis att vara förvrängda från de idealiserade vinklarna i bilderna ovan eftersom alla bindningar och icke-bindande elektronpar inte har samma ”storlek”.

lone par > trippelbindning > dubbelbindning > enkelbindning
Också atomer som är bundna till en central atom gör en skillnad. I-atomerna är mycket större än H-atomerna i CH2I2 och H-H-vinkeln är mindre än den ideala 109 grader medan I-I-vinkeln är större.
BackCompassTablesIndexIntroduktionNästa