Valentieschil-elektronenpaar-repulsie-theorie

Uit Wikipedia, de vrije encyclopedie
Ga naar: navigatie, zoeken
Chemische binding
Moleculaire stoffen (intramoleculair)

Moleculaire stoffen (intermoleculair)

Zouten

Metalen

Covalente netwerken

Theorieën

Eigenschappen

Portaal  Portaalicoon  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 molecuul 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[bewerken]

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[bewerken]

Alle elektronenparen in een molecuul 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:

Werkelijke geometrie[bewerken]

Nuvola single chevron right.svg Zie Moleculaire geometrie en AXE-methode voor de hoofdartikelen 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(en) Voorbeeld Structuur
2 0 lineair 180° BeCl2 Linear-3D-balls.png
3 0 trigonaal planair 120° BF3 Trigonal-3D-balls.png
2 1 geknikt 120° SO2 Bent-3D-balls.png
4 0 tetraëder 109,5° CH4 AX4E0-3D-balls.png
3 1 trigonale piramide 109,5° NH3 AX3E1-3D-balls.png
2 2 gebogen 109,5° H2O Bent-3D-balls.png
5 0 trigonale bipiramide 90°, 120° PCl5 Trigonal-bipyramidal-3D-balls.png
4 1 seesaw 180°, 120° SF4 AX4E1-3D-balls.png
3 2 T-vormig 90°, 180° ClF3 AX3E2-3D-balls.png
2 3 lineair 180° XeF2 AX2E3-3D-balls.png
6 0 octaëder 90° SF6 AX6E0-3D-balls.png
5 1 vierkante piramide 90° BrF5 AX5E1-3D-balls.png
4 2 vierkant planair 90° PtCl4 Square-planar-3D-balls.png
5 2 pentagonaal planair 72° XeF5- Pentagonal-planar-3D-balls.png
6 0 pentagonale piramide 90°, 72° IOF52− Pentagonal-pyramidal-3D-balls.png
7 0 pentagonale bipiramide 90°, 72°, 180° IF7 Pentagonal-bipyramidal-3D-balls.png