Przewiduj kąty między związanymi atomami, korzystając z teorii odpychania par elektronów w powłoce walencyjnej (VSEPR). Liczba steryczna – suma innych atomów i samotnych par elektronów związanych z centralnym atomem – określa geometrię cząsteczki. Pojedyncze pary elektronów znajdują się w zewnętrznej (walencyjnej) powłoce atomu i nie są dzielone z innymi atomami.
TL; DR (zbyt długi; Nie czytałem)
Chociaż nie można użyć VSEPR do obliczenia kątów wiązania, pomaga określić te kąty na podstawie liczby sterycznej. Tylko wodór ma liczbę steryczną jeden, a cząsteczka H2 ma kształt liniowy.
Zhybrydyzowane orbitale
Elektron krąży wokół atomu w charakterystycznym kształcie określonym przez najbardziej prawdopodobne miejsce znalezienia elektronu w dowolnym momencie. Elektrony odpychają się, ponieważ wszystkie mają ładunki ujemne, więc orbitale zapewniają każdemu elektronowi maksymalną możliwą odległość od sąsiadów. Kiedy elektron walencyjny tworzy wiązanie kowalencyjne z innym atomem, orbita zmienia się w procesie zwanym hybrydyzacją. VSEPR przewiduje kąty wiązania w oparciu o zhybrydyzowane orbitale, ale nie jest dokładne dla niektórych związków metalicznych, gazowych soli i tlenków.
Hybrydyzacja Sp
Najprostszym orbitalem hybrydowym jest sp, odpowiadający liczbie sterycznej dwa. Kąt wiązania jest liniowy lub 180 stopni, gdy atom nie ma samotnych par elektronów. Przykładem jest dwutlenek węgla. I odwrotnie, cząsteczka azotu ma jedną wolną parę elektronów. Nadaje mu to kształt liniowy, ale niezhybrydyzowany orbital, a zatem nie ma kąta wiązania.
Hybrydyzacja Sp2
Liczba steryczna trzech prowadzi do powstania orbitali sp2. Kąty wiązania zależą od liczby samotnych par elektronów. Na przykład trichlorek boru nie ma samotnych par, ma trójkątny kształt planarny i kąty wiązania wynoszące 120 stopni. Cząsteczka tritlenu O3 ma jedną wolną parę i tworzy wygięty kształt z kątami wiązania wynoszącymi 118 stopni. Z drugiej strony O2 ma dwie samotne pary i liniowy kształt.
Hybrydyzacja Sp3
Atom o liczbie sterycznej cztery może mieć od zera do trzech samotnych par elektronów w obrębie orbitalu zhybrydyzowanego sp3. Metan, który nie ma samotnych par, tworzy czworościan o kątach wiązania 109,5 stopnia. Amoniak ma jedną samotną parę, tworzącą kąty wiązania 107,5 stopnia i trójkątny kształt piramidy. Woda, z dwiema samotnymi parami elektronów, ma wygięty kształt z kątami wiązania 104,5 stopnia. Cząsteczki fluoru mają trzy samotne pary i geometrię liniową.
Wyższe liczby steryczne
Wyższe liczby steryczne prowadzą do bardziej złożonych geometrii i różnych kątów wiązania. Oprócz VSEPR, kąty wiązania przewidują również skomplikowane teorie, takie jak molekularne pola sił i teoria kwantowa.