Door Rosann Kozlowski Bijgewerkt op 30 augustus 2022

DragonImages/iStock/GettyImages

Elektronische geometrie en moleculaire vorm beschrijven hoe elektronen en atomen rond een centraal atoom in een driedimensionale ruimte zijn gepositioneerd, waardoor de vorm en bindingshoeken van het molecuul worden bepaald.

Definities:elektronische geometrie versus moleculaire vorm

Elektronische geometrie verwijst naar de rangschikking van elektronengroepen – zowel bindingsparen als alleenstaande paren – rond een centraal atoom. De moleculaire vorm beschrijft daarentegen alleen de ruimtelijke rangschikking van de gebonden atomen. Wanneer een molecuul geen alleenstaande paren bevat, vallen de twee concepten samen; anders vervormen alleenstaande paren de vorm.

VSEPR-theorie en zijn rol bij het voorspellen van geometrie

Het Valence-Shell Electron-Pair Repulsion (VSEPR)-model voorspelt de geometrie van een molecuul door de afstoting tussen elektronenparen te minimaliseren. Alleenstaande paren stoten sterker af dan bindingsparen, waardoor de bindingshoeken iets kleiner worden vergeleken met de ideale waarden voor een gegeven elektronische geometrie.

Elektronische geometrie op basis van het aantal elektronengroepen

• 2 groepen:lineair (180°)
• 3 groepen:trigonaal vlak (120°)
• 4 groepen:tetraëdrisch (109,5°)
• 5 groepen:trigonaal bipiramidaal (120°/90°)
• 6 groepen:achtvlakkig (90°)

Gemeenschappelijke vormen afgeleid van elke elektronische geometrie

Hieronder staan de typische moleculaire vormen die ontstaan wanneer alleenstaande paren de elektronengroepen bezetten. De vorm die als eerste voor elke geometrie wordt vermeld, is de enige waarbij de elektronische geometrie en de moleculaire vorm overeenkomen.

Lineair (2 groepen)

• Lineair – 180° (elektronengeometrie =moleculaire vorm)

Trigonaal vlak (3 groepen)

• Trigonaal vlak – 120° (geen alleenstaande paren)
• Gebogen – 2 verbindingen, 1 alleenstaand paar (verbindingshoek <120°)

Tetraëdrisch (4 groepen)

• Tetraëdrisch – 109,5° (geen alleenstaande paren)
• Trigonaal piramidaal – 3 bindingen, 1 vrijstaand paar (bindingshoek <109,5°)
• Gebogen – 2 bindingen, 2 losse paren (bindingshoek <109,5°)

Trigonaal bipyramidaal (5 groepen)

• Trigonaal bipiramidaal – 120°/90° (geen alleenstaande paren)
• Wip – 4 bindingen, 1 alleenstaand paar (eenzaam paar neemt de axiale positie in)
• T-vormig – 3 bindingen, 2 losse paren
• Lineair – 2 bindingen tegenover elkaar, 3 eenzame paren

Octahedraal (6 groepen)

• Octahedrisch – 90° (geen alleenstaande paren)
• Vierkant piramidaal – 5 bindingen, 1 alleenstaand paar (eenzaam paar neemt de axiale positie in)
• Vierkant vlak – 4 bindingen, 2 alleenstaande paren (alleenstaande paren bezetten axiale posities)

Dankzij deze relaties kunnen scheikundigen zowel de vorm van een molecuul als de bindingshoeken ervan voorspellen op basis van een eenvoudige telling van elektronenparen.