In de VSEPR-theorie (afstoting van valentieschaal elektronenparen) stoten elektronenparen, of het nu binding of niet-bindend is (alleenstaande paren) af om hun interacties te minimaliseren. Deze afstoting dicteert de geometrie van een molecuul. Hier is hoe elektronenparen gedragen:

1. De enige afstoting van het paarlange paar is het sterkst: Eenzame paren, dichter bij het centrale atoom, ervaren de sterkste afstoting. Dit komt omdat ze niet worden gedeeld met een ander atoom en zich sterker aangetrokken voelen tot de kern.

2. Eenzame paarbindingspaar afstoting is tussenliggend: Eenzame paren die bindparen sterker afstoten dan bindingsparen die elkaar afstoten. Dit komt omdat de elektronendichtheid van het eenzame paar dichter bij het centrale atoom wordt geconcentreerd, terwijl de elektronen van het bindpaar tussen twee atomen worden verspreid.

3. Bonding pair-bonding paar afstoting is het zwakst: Bonding paren, gedeeld tussen twee atomen, ervaren de zwakste afstoting. Dit komt omdat de elektronendichtheid wordt verspreid over een groter gebied.

gevolgen van afstoting van elektronenparen:

* Moleculaire vorm: De afstoting tussen elektronenparen dwingt het molecuul om een ​​specifieke vorm aan te nemen die deze afstotingen minimaliseert. In methaan (CH4) stoten de vier bindingsparen elkaar gelijkelijk af, wat resulteert in een tetraëdrische vorm.

* Bindhoeken: De hoeken tussen bindingen worden ook beïnvloed door de sterkte van de afstoting tussen elektronenparen. Bijvoorbeeld, in water (H2O), stoten de twee alleenstaande paren op het zuurstofatoom de twee bindingsparen af, waardoor de H-O-H-bindingshoek wordt gecomprimeerd tot 104,5 graden.

* Hybridisatie: In sommige gevallen kan de afstoting tussen elektronenparen leiden tot de hybridisatie van atomaire orbitalen, waarbij orbitalen van verschillende vormen en energieën mengen om nieuwe hybride orbitalen te vormen die stabieler zijn.

Samenvattend: Elektronenparen in de VSEPR -theorie gedragen zich als geladen objecten en afstoten elkaar om hun interacties te minimaliseren. De relatieve sterkte van deze afstotingen bepaalt de vorm van het molecuul en de hoeken tussen zijn bindingen.