Hoe bindingshoeken te berekenen

Voorspel de hoeken tussen gebonden atomen met behulp van de theorie van valentie-schilelektronenpaarafstoting (VSEPR). Het sterische getal - het totaal van andere atomen en eenzame elektronenparen gebonden aan een centraal atoom - bepaalt de geometrie van een molecuul. Eenzame elektronenparen bevinden zich in de buitenste (volant)schil van een atoom en worden niet gedeeld met andere atomen.

TL; DR (te lang; niet gelezen)

Hoewel u VSEPR niet kunt gebruiken om bindingshoeken te berekenen, helpt het om die hoeken te bepalen op basis van sterisch getal. Alleen waterstof heeft een sterisch getal één en het H2-molecuul heeft een lineaire vorm.

Een elektron draait om een ​​atoom in een karakteristieke vorm die wordt bepaald door de meest waarschijnlijke plaats om het elektron op een bepaald moment te vinden. Elektronen stoten elkaar af omdat ze allemaal een negatieve lading hebben, dus orbitalen geven elk elektron de maximaal mogelijke afstand tot zijn buren. Wanneer een valentie-elektron een covalente binding vormt met een ander atoom, verandert de orbitaal in een proces dat hybridisatie wordt genoemd. VSEPR voorspelt bindingshoeken op basis van gehybridiseerde orbitalen, maar is niet nauwkeurig voor bepaalde metaalverbindingen, gasvormige zouten en oxiden.

De eenvoudigste hybride orbitaal is sp, wat overeenkomt met een sterisch getal van twee. De bindingshoek is lineair, of 180 graden, wanneer het atoom geen eenzame elektronenparen heeft. Een voorbeeld is koolstofdioxide. Omgekeerd heeft een stikstofmolecuul één eenzaam elektronenpaar. Dit geeft het een lineaire vorm maar een niet-gehybridiseerde orbitaal en daarom heeft het geen bindingshoek.

Een sterisch aantal van drie leidt tot de vorming van sp2-orbitalen. De bindingshoeken zijn afhankelijk van het aantal eenzame elektronenparen. Boortrichloride heeft bijvoorbeeld geen eenzame paren, een trigonale vlakke vorm en bindingshoeken van 120 graden. Het trizuurstofmolecuul O3 heeft één eenzaam paar en vormt een gebogen vorm met bindingshoeken van 118 graden. Aan de andere kant heeft O2 twee eenzame paren en een lineaire vorm.

Een atoom met een sterisch aantal van vier kan nul tot drie eenzame elektronenparen hebben in een sp3-gehybridiseerde orbitaal. Methaan, dat geen eenzame paren heeft, vormt een tetraëder met bindingshoeken van 109,5 graden. Ammoniak heeft één enkel paar, waardoor bindingshoeken van 107,5 graden en een trigonale piramidale vorm ontstaan. Water, met twee eenzame elektronenparen, heeft een gebogen vorm met bindingshoeken van 104,5 graden. Fluormoleculen hebben drie eenzame paren en een lineaire geometrie.

Hogere sterische getallen leiden tot complexere geometrieën en verschillende bindingshoeken. Naast VSEPR voorspellen ook ingewikkelde theorieën zoals moleculaire krachtvelden en kwantumtheorie bindingshoeken.