Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory (VSEPR) er en molekylær model til at forudsige geometri af atomer, der udgør en molekyle hvor de elektrostatiske kræfter mellem et molekyle valenselektroner minimeres omkring en central atom.
Teorien er også kendt som Gillespie – Nyholm teori, efter de to forskere, der udviklede den). Ifølge Gillespie, Pauli-udelukkelsesprincippet er vigtigere ved bestemmelse af molekylær geometri end virkningen af elektrostatisk frastødning.
I henhold til VSEPR teori er metan (CH4) molekyle er et tetrahedron, fordi brintbindingerne afviser hinanden og jævnt fordeler sig omkring det centrale carbonatom.
Brug af VSEPR til at forudsige geometri af molekyler
Du kan ikke bruge en molekylstruktur til at forudsige geometrien for et molekyle, selvom du kan bruge Lewis-strukturen. Dette er grundlaget for VSEPR teori. Valenselektronparene arrangeres naturligt, så de vil være så langt fra hinanden som muligt. Dette minimerer deres elektrostatiske frastødning.
Tag for eksempel BeF
2. Hvis du ser Lewis-strukturen for dette molekyle, ser du, at hvert fluoratom er omgivet af valens elektronpar, bortset fra det elektron, hvert fluoratom har, der er bundet til det centrale beryllium atom. Fluorvalenselektronerne trækker så langt fra hinanden som muligt eller 180 °, hvilket giver denne forbindelse en lineær form.Hvis du tilføjer et andet fluoratom til at fremstille BeF3, længst muligt er valenselektronparene fra hinanden 120 °, hvilket danner en trigonal plan form.
Dobbelt- og tredobbeltobligationer i VSEPR-teorien
Molekylær geometri bestemmes af mulige placeringer af et elektron i et valensskal, ikke af hvor mange hvor mange par valenselektroner der er til stede. For at se, hvordan modellen fungerer for et molekyle med dobbeltbindinger, skal du overveje carbondioxid, CO2. Mens kulstof har fire par bindingselektroner, er der kun to steder, elektroner kan findes i dette molekyle (i hver af dobbeltbindingerne med ilt). Frastødning mellem elektronerne er mindst, når dobbeltbindingerne er på modsatte sider af carbonatomet. Dette danner et lineært molekyle, der har en bindingsvinkel på 180 °.
For et andet eksempel skal du overveje carbonationen, CO32-. Som med kuldioxid er der fire par valenselektroner omkring det centrale kulstofatom. To par er i enkeltbindinger med oxygenatomer, mens to par er en del af en dobbeltbinding med et iltatom. Det betyder, at der er tre placeringer for elektroner. Frastødning mellem elektroner minimeres, når iltatomerne danner en ligesidet trekant omkring carbonatomet. Derfor, VSEPR teori forudsiger, at carbonationet vil have en trigonal plan form med en 120 ° bindingsvinkel.
Undtagelser fra VSEPR teori
Valence Shell Electron Par repulsionsteori forudsiger ikke altid den korrekte geometri af molekyler. Eksempler på undtagelser inkluderer:
- overgangsmetalmolekyler (f.eks. CrO3 er trigonal bipyramidalt, TiCl4 er tetrahedral)
- ulige elektronmolekyler (CH3 er plan snarere end trigonal pyramidal)
- nogle AX2E0 molekyler (f.eks. CaF2 har en bondevinkel på 145 °)
- nogle AX2E2 molekyler (f.eks. Li2O er lineær snarere end bøjet)
- nogle AX6E1 molekyler (f.eks. XeF6 er oktaedrale snarere end femkantede pyramidale)
- nogle AX8E1 molekyler
Kilde
RJ Gillespie (2008), Coordination Chemistry Reviews vol. 252, pp. 1315-1327, "Femti år af VSEPR-modellen"