Geometrin hos kovalenta molekyler beror på antalet och arrangemanget av elektronpar på grund av den elektrostatiska avstötningen mellan bindningspar och ensamma elektronpar.
För att förklara geometrin eller formen hos kovalenta molekyler lade Gillespie och Nyholn fram en ny teori som är känd som valensskalets elektronpars repulsionsteori eller i ett nötskal VSEPR-teori.
VSEPR-teorins postulat för kovalenta molekyler
Det finns fem huvudsakliga postulat i denna teori, som kan sammanfattas enligt följande.
Postulat: I. Formen på en kovalent molekyl bestäms av avstötningen mellan alla elektronpar som finns i den centrala atomens valensskal .
Om endast bindningselektronpar finns på den centrala atomen kommer den kovalenta molekylen att ha en regelbunden geometri .
För en molekyl av typen AB 2 med två bindningspar ,
är geometrin linjär .
Samma gäller för molekyler med tre bindningspar, fyra bindningspar, fem bindningspar och sex bindningspar , där molekylerna är trigonala , tetraedriska , trigonala bipyramidala respektive oktaedriska .
För exempel kan nämnas BCl3 ( trigonalt ) , CH4 ( tetraedriskt ), PCl5 ( trigonalt bipyramidalt ) och SF6 ( oktaedriskt ) etc.
Postulat: II. När både bindningsparet ( b.p ) och det ensamma paret ( l.p ) finns på den centrala metallatomen kommer molekylerna att ha en förvrängd geometri.
Om det ensamma paret tar upp mer utrymme på den centrala atomen än ett bindningspar och det ensamma paret attraheras av en kärna medan bindningsparet attraheras av två kärnor .
Därmed är l.p-l.p-avstötningen större än l.p – b.p-avstötningen och l.p – b.p-avstötningen är större än b.p -b.p-avstötningen .
Det vill säga , l.p-l.p repulsion > l.p – b.p repulsion > b.p -b.p repulsion .
Till exempel innehåller ammoniakmolekylen ett ensamt elektronpar och tre elektronpar. Ammoniakmolekylens geometri är förvrängd tetraedrisk med sp3-hybridisering .
Det vill säga, den har pyramidal struktur .H -N -H-bindningsvinkeln är 107o28′ i stället för 109o28′ .
Samma sak gäller för H2O-molekylen som innehåller två bindningspar och två ensamma elektronpar.Därför är vattenmolekylens geometri en förvrängd tetraedrisk eller V-formad geometri med sp3-hybridisering .
Bindningsvinkeln för H -O -H i vattenmolekylen är 104o27′ i stället för 109o28′ .
Postulat: III .Storleken på avstötningen mellan bindningspar beror på skillnaden i elektronegativitet mellan den centrala atomen (A) och andra bundna atomer (B).
Det innebär att bindningsvinkeln B – A – B minskar med ökad elektronegativitet hos ”B”. När B:s elektronegativitet ökar
Bindningsparet rör sig bort från den centrala atomen och avstötningen mellan bindningsparen minskar. Så bindningsvinkeln minskar .
Till exempel är ordningen för bindningsvinkeln för PI3 , PBr3 och PCl3 PI3 > PBr3 > PCl3.
Postulat: IV. Trippelbindning tar mer plats än dubbelbindning . På samma sätt tar dubbelbindning mer utrymme än enkelbindning.
Så dubbelbindning orsakar mer avstötning än enkelbindning och trippelbindning orsakar mer avstötning än dubbelbindning.
Till exempel F – C – F och F – C – O bindningsvinkeln hos koldioxiddifluorid ( COF2 ) .
Postulat: V. Bindningsvinkelns sammandragning i ett ofullständigt valensskal är större än i ett fullständigt valensskal på grund av l.p-l.p- eller l.p-b.p-avstötning.
För ammoniak är t.ex. bindningsvinkeln mellan H och -N -H 107o28′ i stället för 109o28′ . Men när det gäller fosfin blir H-P-H-bindningsvinkeln 94o i stället för 109o28′.
Begränsningar av VSEPR-teorin.
Likt andra teorier har VSEPR-teorin också vissa nackdelar. De två viktigaste begränsningarna av VSEPR-teorin diskuteras nedan.
( I ). VSEPR-teorin kan inte förklara isoelektroniska arter. Isoelektroniska arter är grundämnen, joner och molekyler som delar samma antal elektroner.
Enligt VSEPR-teorin beror molekylens form på antalet bindningspar och ensamma elektronpar hos den centrala atomen.
Men isoelektroniska arter kan skilja sig åt i geometri, trots att de har samma antal valenselektroner.
( II ). VSEPR-teorin förklarar inte geometrin hos övergångsmetallföreningar. Denna teori kan inte heller gissa strukturen hos vissa föreningar.
Detta beror på att den inte tar hänsyn till associerade storlekar på substituenternas och inaktiva ensampars associerade storlekar.
Sammanfattning :
VSEPR-teorin och formen på kovalenta molekyler
VSEPR-teorin postulerar för kovalenta molekyler
Begränsningar av VSEPR-teorin.
