Valentieschil-elektronenpaar-repulsie-theorie

Chemische binding
Moleculaire stoffen, Intramoleculair Covalente binding Moleculaire stoffen, Intermoleculair Vanderwaalskrachten Waterstofbrug Zouten Ionbinding Ion-dipoolkrachten Metalen Metaalbinding Covalente netwerken Covalente binding Theorieën Lewistheorie Valentiebindingstheorie VSEPR-theorie Molecuulorbitaaltheorie Eigenschappen Bindingslengte Bindingshoek Bindingsenthalpie Bindingsorde Elektronegativiteit Roosterenthalpie
Portaal   Scheikunde

De valentieschil-elektronenpaar-repulsie-theorie (meestal benoemd als VSEPR-theorie) is een theorie die de geometrie van covalente bindingen verklaart aan de hand van repulsieve Coulombkrachten tussen valentie-elektronen. De theorie gaat ervan uit dat de atomen in een molecule zich rond één centraal atoom bevinden en wel zodanig dat hun onderlinge afstand zo groot mogelijk is. Verder wordt aangenomen dat dit ook geldt voor vrije elektronparen.

Sterisch getal

Het sterisch getal is de som van het aantal bindingpartners en het aantal vrije elektronenparen. Dit getal varieert van 2 tot 6. Onderstaande tabel geeft een overzicht van sterische getallen van enkele verbindingen:

Sterisch getal	Voorbeeld
2	Be in BeCl2 C in HCN C in CO2
3	B in BF3 S in SO3
4	C in CH4 N in NH3
5	P in PCl5
6	S in SF6

Basisgeometrie

Alle elektronenparen in een molecule oefenen repulsieve Coulombkrachten op elkaar uit. Als gevolg hiervan oriënteren alle elektronenparen zich zodanig op een denkbeeldig boloppervlak, dat hun onderlinge afstand maximaal is. Daardoor krijgen alle covalente bindingen met eenzelfde sterisch getal steeds 1 unieke moleculair-geometrische basisconfiguratie:

• 2: lineair
• 3: trigonaal planair
• 4: tetraëdrisch
• 5: trigonaal bipiramidaal
• 6: octaëdrisch

Werkelijke geometrie

Zie Moleculaire geometrie voor het hoofdartikel over dit onderwerp.

De werkelijke geometrie komt niet steeds overeen met de basisconfiguraties. Niet zelden bezitten elementen één of meerdere vrije elektronenparen. Deze werken de repulsieve interacties nog sterker in de hand. Desgevolgend ontstaan er veel meer mogelijkheden, afhankelijk van het aantal vrije elektronenparen. Onderstaande tabel geeft een overzicht van de meest voorkomende moleculaire geometrieën:

Bindende elektronenparen	Vrije elektronenparen	Moleculaire geometrie	Ideale bindingshoek	Voorbeeld	Structuur
2	0	lineair	180°	BeCl2
3	0	trigonaal planair	120°	BF3
2	1	geknikt	120°	SO2
4	0	tetraëder	109,5°	CH4
3	1	trigonale piramide	109,5°	NH3
2	2	gebogen	109,5°	H2O
5	0	trigonale bipiramide	90°, 120°	PCl5
4	1	seesaw	180°, 120°	SF4
3	2	T-vormig	90°, 180°	ClF3
2	3	lineair	180°	XeF2
6	0	octaëder	90°	SF6
5	1	vierkante piramide	90°	BrF5
4	2	vierzijdig vlak	90°	PtCl4
6	0	pentagonale piramide	90°, 72°	IOF52−
7	0	pentagonale bipiramide	90°, 72°, 180°	IF7