Wanneer atomen zich binden aan een centraal atoom om een ​​molecuul te vormen, hebben ze de neiging om dat te doen op een manier die de afstand tussen bindingselektronen maximaliseert. Dit geeft het molecuul een bepaalde vorm, en als er geen enkele paren elektronen aanwezig zijn, is de elektronische geometrie hetzelfde als de moleculaire vorm. Dingen zijn anders als er een alleenstaand paar aanwezig is. Een alleenstaand paar is een set van twee valentie-elektronen die niet worden gedeeld door de bindingsatomen. Alleenstaande paren nemen meer ruimte in beslag dan elektronen te binden, dus het netto effect is om de vorm van het molecuul te buigen, hoewel de elektrongeometrie nog steeds conformeert aan de voorspelde vorm.

TL; DR (te lang; niet gelezen )

Bij afwezigheid van niet-bindende elektronen zijn de moleculaire vorm en de elektronische geometrie hetzelfde. Een paar niet-bonging elektronen, een eenzaam paar genoemd, buigt het molecuul enigszins, maar de elektronische geometrie voldoet nog steeds aan de voorspelde vorm.

Lineaire elektronengeometrie

Een lineaire elektrongeometrie omvat een centraal atoom met twee paar bindingselektronen onder een hoek van 180 graden. De enige mogelijke moleculaire vorm voor een lineaire elektronengeometrie is lineair en bestaat uit drie atomen in een rechte lijn. Een voorbeeld van een molecuul met een lineaire moleculaire vorm is koolstofdioxide, CO2.

Trigonal vlakke elektronengeometrie

Trigonal vlakke elektronengeometrie omvat drie paren verbindingselektronen onder een hoek van 120 graden ten opzichte van elkaar gerangschikt in een vliegtuig. Als atomen op alle drie de locaties worden gebonden, wordt de moleculaire vorm ook trigonaal vlak genoemd; echter, als atomen gebonden zijn aan slechts twee van de drie paren elektronen, waardoor een vrij paar overblijft, wordt de moleculaire vorm gebogen genoemd. Een gebogen moleculaire vorm resulteert erin dat de verbindingshoeken iets anders zijn dan 120 graden.

Tetrahedrische elektronengeometrie

Tetrahedrische elektrongeometrie omvat vier paren verbindingselektronen onder een hoek van 109,5 graden ten opzichte van elkaar, een vorm vormen die lijkt op een tetraëder. Als alle vier paren bindingselektronen aan atomen zijn gebonden, wordt de moleculaire vorm ook tetraëdrisch genoemd. De naam "trigonal pyramidal" wordt gegeven aan het geval dat er één paar vrije elektronen en drie andere atomen is. Voor het geval van slechts twee andere atomen, wordt de naam "gebogen" gebruikt, net als de moleculaire geometrie waarbij twee atomen gebonden zijn aan een centraal atoom met een trigonale planaire elektronengeometrie.

Trigonal Bipyramidal Electron Geometry

Trigonal bipyramidal is de naam die wordt gegeven aan de elektrongeometrie met vijf paren bindingselektronenparen. De naam komt van de vorm van drie paren in een vlak bij 120-graden hoeken en de resterende twee paren in een hoek van 90 graden ten opzichte van het vlak, wat resulteert in een vorm die lijkt op twee piramides die aan elkaar zijn bevestigd. Er zijn vier mogelijke moleculaire vormen voor trigonale bipyramidale elektronengeometrieën met vijf, vier, drie en twee atomen gebonden aan het centrale atoom en worden respectievelijk trigonaal bipyramidaal, wip, t-vormig en lineair genoemd. De vrije elektronenparen vullen de drie ruimten altijd met verbindingshoeken bij 120 graden als eerste.

Octahedrische elektronengeometrie

Octaëdrische elektrongeometrie omvat zes paren verbindingselektronen, die allemaal 90 graden zijn elkaar. Er zijn drie mogelijke elektronengeometrieën met zes, vijf en vier atomen gebonden aan het centrale atoom en worden respectievelijk octaëdrische, vierkante piramidale en vierkante vlakken genoemd.