Molecuulvormen (VSEPR)

De bindingen van methaan staan 109.5° uit elkaar, die van ammoniak 107° en die van water 104.5°. Elk heeft vier elektronenparen rond het midden.

Bind vier ballonnen aan hun hals aan elkaar en ze nemen vanzelf een vorm aan: ze wijzen naar de hoeken van een tetraëder, zo ver mogelijk van elkaar. Elektronenparen rond een atoom doen iets heel soortgelijks. Ze dragen allemaal negatieve lading, stoten elkaar af en spreiden zich uit om die afstoting te minimaliseren. De vorm van een molecuul volgt uit waar de paren terechtkomen.

Dit idee heet valence shell electron pair repulsion, kortweg VSEPR, en werd in 1957 uiteengezet door Ronald Gillespie en Ronald Nyholm. Om het te gebruiken tel je de gebieden met elektronendichtheid rond het centrale atoom. Een enkele, dubbele of drievoudige binding telt elk als één gebied, omdat al zijn elektronen dezelfde kant op wijzen. Een vrij elektronenpaar, een paar elektronen dat bij het atoom hoort maar niet in een binding wordt gebruikt, telt ook als één gebied.

Twee, drie en vier gebieden

Twee gebieden wijzen in tegengestelde richtingen, 180° uit elkaar, wat een lineair molecuul geeft. Koolstofdioxide, O=C=O, heeft twee dubbele bindingen en geen vrije paren op koolstof, dus het is een rechte lijn. Drie gebieden spreiden zich uit in een vlakke driehoek van 120°, trigonaal vlak. Elke koolstof in etheen heeft drie gebieden (twee C-H-bindingen en de C=C-dubbele binding), en het hele molecuul is vlak; de gemeten H-C-H-hoek is 117.6°, dicht bij het ideaal. Vier gebieden wijzen naar de hoeken van een tetraëder van 109.5°. Methaan is het voorbeeld uit het leerboek.

Vrije paren drukken de hoek samen

Ammoniak en water hebben ook vier gebieden rond het centrale atoom, maar sommige zijn vrije paren. Stikstof in NH₃ heeft drie bindingen en één vrij paar; zuurstof in H₂O heeft twee bindingen en twee vrije paren. Een vrij paar wordt door maar één kern vastgehouden, dus het spreidt zich dichter bij dat atoom uit en duwt harder op de naburige bindingen dan een bindend paar. De bindingen worden samengedrukt. In ammoniak sluit de H-N-H-hoek van 109.5° tot ongeveer 107°; in water, met twee vrije paren, sluit de H-O-H-hoek verder tot 104.5°.

De vormnaam beschrijft waar de atomen zijn, niet de vrije paren. Ammoniak heet trigonaal piramidaal, een lage piramide met stikstof bovenaan. Water heet gebogen. Zet "Vrije elektronenparen" in het model aan en je ziet de onzichtbare vierde hoek van de tetraëder van ammoniak en de twee die die van water aanvullen. Het model tekent ze als gele lobben met twee kleine stippen voor de elektronen; echte vrije paren zijn wolken van lading zonder scherpe randen.

Grotere moleculen hebben meer dan één centrum, en je past dezelfde regels op elk toe. In ethaan heeft elke koolstof vier enkele bindingen, dus elke koolstof is tetraëdrisch en het molecuul zigzagt in drie dimensies. In methanol, CH₃OH, is de koolstof tetraëdrisch en is de zuurstof, met twee bindingen en twee vrije paren, gebogen zoals de zuurstof in water. Benzeen is het tegenovergestelde geval: elk van zijn zes koolstoffen heeft drie gebieden, dus alle twaalf atomen liggen vlak in een zeshoek met hoeken van 120°. Kies ze in het model één voor één en kijk er van opzij naar om het te controleren.