De geometrie van covalente moleculen hangt af van het aantal en de rangschikking van elektronenparen, als gevolg van elektrostatische afstoting tussen bindingspaar en eenzaam elektronenpaar.
Om de geometrie of vorm van covalente moleculen te verklaren, hebben Gillespie en Nyholn een nieuwe theorie naar voren gebracht die bekend staat als de valentieschelp-elektronenpaar-afstotingstheorie of in een notendop de VSEPR-theorie.
VSEPR theorie postulaten voor covalente moleculen
Er zijn vijf belangrijke postulaten van deze theorie, die als volgt kunnen worden samengevat.
Postulaat: I. De vorm van een covalent molecuul wordt bepaald door de afstoting tussen alle elektronenparen die aanwezig zijn in de valentieschil van het centrale atoom.
Als er alleen bindende elektronenparen aanwezig zijn op het centrale atoom, zal het covalente molecuul een regelmatige geometrie hebben.
Dus voor AB 2 type molecuul met twee bindingsparen,
de geometrie is lineair.
Ook voor moleculen met drie bindingsparen, vier bindingsparen, vijf bindingsparen en zes bindingsparen is de geometrie respectievelijk trigonaal , tetrahedraal , trigonaal bipiramidaal en octahedraal .
Voor voorbeelden, BCl3 ( trigonaal ) , CH4 ( tetrahedraal ), PCl5 ( trigonale bipiramide ) en SF6 ( octahedraal ) enz.
Postulaat: II. Wanneer zowel het bindingspaar ( b.p ) als het lone paar ( l.p ) aanwezig zijn op het centrale metaalatoom, zullen de moleculen een vervormde geometrie hebben.
Omdat, het lone paar meer ruimte inneemt op het centrale atoom dan een bindingspaar en het lone paar wordt aangetrokken door één kern terwijl het bindingspaar wordt aangetrokken door twee kernen .
Daarom is de l.p-l.p afstoting groter dan de l.p – b.p afstoting en de l.p – b.p afstoting groter dan de b.p – b.p afstoting
Dat wil zeggen , l.p-l.p afstoting > l.p – b.p afstoting > b.p -b.p afstoting .
Bij wijze van voorbeeld bevat het ammoniakmolecuul één eenlingpaar en drie bindingsparen van elektronen. De geometrie van ammoniakmolecuul is vervormd tetrahedral met sp3 hybridisatie .
Dat wil zeggen, het heeft piramidale structuur .De H -N -H bindingshoek is 107o28′ in plaats van 109o28′ .
Ook H2O-molecuul bevat twee elektronenparen en twee elektronenparen.Vandaar dat de geometrie van het watermolecuul een vervormde tetrahedrale of V-vormige geometrie is met sp3 hybridisatie.
De H -O -H bindingshoek in het watermolecuul is 104o27′ in plaats van 109o28′.
Postulaat: III .De grootte van de afstoting tussen bindingsparen hangt af van het verschil in elektronegativiteit tussen het centrale atoom (A ) en het andere gebonden atoom ( B ).
Dat wil zeggen , de B – A – B bindingshoek neemt af met toename van de elektronegativiteit van ‘B’ . Als de elektronegativiteit van ‘B’ toeneemt, bewegen de bindingsparen zich van het centrale atoom af en neemt de afstoting tussen de bindingsparen af. Dus de bindingshoek neemt af .
Voor voorbeelden, de volgorde van de bindingshoek van PI3 , PBr3 en PCl3 is PI3 > PBr3 > PCl3.
Postulaat: IV. Drievoudige binding neemt meer ruimte in beslag dan dubbele binding. Op dezelfde manier neemt een dubbele binding meer ruimte in dan een enkele binding.
Dus een dubbele binding veroorzaakt meer afstoting dan een enkele binding en een drievoudige binding veroorzaakt meer afstoting dan een dubbele binding.
Bijv. de F – C – F en F – C – O bindingshoek van kooldifluoride (COF2).
Postulaat: V. De bindingshoek samentrekking van onvolledige valentieschil is groter dan volledige valentieschil als gevolg van de l.p-l.p of l.p – b.p afstoting.
Voor voorbeelden, in het geval van ammoniak de H -N -H bindingshoek is 107o28′ in plaats van 109o28′ . Maar in het geval van fosfine wordt de H – P -H bindingshoek 94o in plaats van 109o28′.
Beperkingen van de VSEPR Theorie.
Zoals andere theorieën heeft ook de VSEPR Theorie enkele nadelen. De twee belangrijkste beperkingen van de VSEPR-Theorie worden hieronder besproken.
( I ). De VSEPR theorie slaagt er niet in om iso-elektronische soorten te verklaren. Iso-elektronische soorten zijn elementen, ionen en moleculen die hetzelfde aantal elektronen delen.
Volgens de VSEPR-theorie hangt de vorm van het molecuul af van het aantal bindingsparen en eenzame elektronenparen van het centrale atoom.
Maar, iso-elektronische soorten kunnen verschillen in geometrie, ondanks het feit dat ze dezelfde aantallen valentie-elektronen hebben.
( II ). De VSEPR-theorie verklaart de geometrie van overgangsmetaalverbindingen niet. Deze theorie is ook niet in staat om de structuur van bepaalde verbindingen te raden.
Dit komt omdat zij geen rekening houdt met geassocieerde groottes van de substituenten en inactieve eenzame paren.
Samenvatting :
VSEPR theorie en vorm van covalente moleculen
VSEPR theorie postulaten voor covalente moleculen
Beperkingen van VSEPR Theorie.
