Inhoud
- TL; DR (te lang; niet gelezen)
- Gehybridiseerde orbitalen
- Sp Hybridisatie
- Sp2-hybridisatie
- Sp3-hybridisatie
- Hogere sterische nummers
Voorspel de hoeken tussen gebonden atomen met behulp van de theorie van valentie-shell-elektronenpaarafstoting (VSEPR). Het sterische getal - het totaal van andere atomen en eenzame elektronenparen gebonden aan een centraal atoom - bepaalt de geometrie van een molecuul. Lone elektronenparen bevinden zich in de buitenste (valance) schaal van een atoom en worden niet gedeeld met andere atomen.
TL; DR (te lang; niet gelezen)
Hoewel u VSEPR niet kunt gebruiken om verbindingshoeken te berekenen, helpt het bij het bepalen van die hoeken op basis van het sterisch aantal. Alleen waterstof heeft een sterisch getal van één en het H2-molecuul heeft een lineaire vorm.
Gehybridiseerde orbitalen
Een elektron draait om een atoom in een karakteristieke vorm die wordt bepaald door de meest waarschijnlijke plaats om het elektron op een bepaald moment te vinden. Elektronen stoten elkaar af omdat ze allemaal negatieve ladingen hebben, dus orbitalen geven elk elektron de maximaal mogelijke afstand tot zijn buren. Wanneer een valentie-elektron een covalente binding met een ander atoom vormt, verandert de baan in een proces dat hybridisatie wordt genoemd. VSEPR voorspelt bindingshoeken op basis van gehybridiseerde orbitalen, maar is niet nauwkeurig voor bepaalde metaalverbindingen, gasvormige zouten en oxiden.
Sp Hybridisatie
De eenvoudigste hybride orbitaal is sp, wat overeenkomt met een sterisch getal van twee. De bindingshoek is lineair, of 180 graden, wanneer het atoom geen eenzame elektronenparen heeft. Een voorbeeld is koolstofdioxide. Omgekeerd heeft een stikstofmolecuul één enkel elektronenpaar. Dit geeft het een lineaire vorm maar een niet-gehybridiseerde orbitaal en heeft daarom geen bindingshoek.
Sp2-hybridisatie
Een sterisch getal van drie leidt tot de vorming van sp2-orbitalen. De bindingshoeken zijn afhankelijk van het aantal eenzame elektronenparen. Boortrichloride heeft bijvoorbeeld geen eenzame paren, een trigonale vlakke vorm en bindingshoeken van 120 graden. Het trio-zuurstofmolecuul O3 heeft één eenzaam paar en vormt een gebogen vorm met bindingshoeken van 118 graden. Aan de andere kant heeft O2 twee eenzame paren en een lineaire vorm.
Sp3-hybridisatie
Een atoom met een sterisch aantal van vier kan van nul tot drie eenzame elektronenparen hebben binnen een sp3 gehybridiseerde orbitaal. Methaan, dat geen eenzame paren heeft, vormt een tetraëder met bindingshoeken van 109,5 graden. Ammoniak heeft één eenzaam paar, waardoor bindingshoeken van 107,5 graden ontstaan en een trigonale piramidale vorm. Water, met twee eenzame elektronenparen, heeft een gebogen vorm met verbindingshoeken van 104,5 graden. Fluormoleculen hebben drie eenzame paren en een lineaire geometrie.
Hogere sterische nummers
Hogere sterische getallen leiden tot complexere geometrieën en verschillende bindingshoeken. Naast VSEPR voorspellen gecompliceerde theorieën zoals moleculaire krachtvelden en kwantumtheorie ook bindingshoeken.