Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory

Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory (VSEPR) is een moleculair model om de geometrie te voorspellen van de atomen waaruit een molecuul bestaat, waarbij de elektrostatische krachten tussen valentie-elektronen van een molecuul worden geminimaliseerd rond een centraal atoom.

De theorie is ook bekend als de Gillespie-Nyholm-theorie, naar de twee wetenschappers die deze hebben ontwikkeld). Volgens Gillespie is het Pauli-uitsluitingsprincipe belangrijker bij het bepalen van de moleculaire geometrie dan het effect van elektrostatische afstoting.

Volgens de VSEPR-theorie is het methaan (CH₄) molecuul is een tetraëder omdat de waterstofbruggen elkaar afstoten en zich gelijkmatig verdelen rond het centrale koolstofatoom.

VSEPR gebruiken om geometrie van moleculen te voorspellen

U kunt een moleculaire structuur niet gebruiken om de geometrie van een molecuul te voorspellen, hoewel u de Lewis-structuur wel kunt gebruiken. Dit is de basis voor de VSEPR-theorie. De valentie-elektronenparen zijn van nature zo gerangschikt dat ze zo ver mogelijk van elkaar verwijderd zijn. Dit minimaliseert hun elektrostatische afstoting.

Neem bijvoorbeeld BeF₂. Als je de Lewis-structuur voor dit molecuul bekijkt, zie je dat elk fluoratoom is omgeven door valentie-elektronenparen, behalve het ene elektron dat elk fluoratoom heeft dat is gebonden aan het centrale berylliumatoom. De fluorvalentie-elektronen trekken zo ver mogelijk uit elkaar of 180 °, waardoor deze verbinding een lineaire vorm krijgt.

Als u nog een fluoratoom toevoegt om BeF te maken₃, het verst dat de valentie-elektronenparen van elkaar kunnen krijgen is 120 °, wat een trigonale vlakke vorm vormt.

Dubbele en drievoudige obligaties in VSEPR-theorie

Moleculaire geometrie wordt bepaald door mogelijke locaties van een elektron in een valentieschil, niet door hoeveel hoeveel paren valentie-elektronen er aanwezig zijn. Overweeg koolstofdioxide, CO om te zien hoe het model werkt voor een molecuul met dubbele bindingen₂. Hoewel koolstof vier paar bindingselektronen heeft, zijn er slechts twee plaatsen waar elektronen in dit molecuul kunnen worden gevonden (in elk van de dubbele bindingen met zuurstof). Afstoting tussen de elektronen is het minst wanneer de dubbele bindingen zich aan weerszijden van het koolstofatoom bevinden. Dit vormt een lineair molecuul met een bindingshoek van 180 °.

Beschouw voor een ander voorbeeld het carbonaation CO₃^2-. Net als bij koolstofdioxide zijn er vier paren valentie-elektronen rond het centrale koolstofatoom. Twee paren zijn in enkele bindingen met zuurstofatomen, terwijl twee paren deel uitmaken van een dubbele binding met een zuurstofatoom. Dit betekent dat er drie locaties zijn voor elektronen. Afstoting tussen elektronen wordt geminimaliseerd wanneer de zuurstofatomen een gelijkzijdige driehoek rond het koolstofatoom vormen. Daarom voorspelt de VSEPR-theorie dat het carbonaation een trigonale vlakke vorm zal aannemen, met een verbindingshoek van 120 °.

Uitzonderingen op VSEPR-theorie

Valence Shell Electron Pair Repulsion theory voorspelt niet altijd de juiste geometrie van moleculen. Voorbeelden van uitzonderingen zijn:

• overgangsmetaalmoleculen (bijvoorbeeld CrO₃ is trigonaal bipyramidaal, TiCl₄ is tetraëder)
• oneven-elektronenmoleculen (CH₃ is eerder planair dan trigonaal piramidaal)
• een beetje AX₂E₀ moleculen (bijvoorbeeld CaF₂ heeft een bindingshoek van 145 °)
• een beetje AX₂E₂ moleculen (bijvoorbeeld Li₂O is lineair in plaats van gebogen)
• een beetje AX₆E₁ moleculen (bijvoorbeeld XeF₆ is octaëder dan pentagonaal piramidaal)
• een beetje AX₈E₁ moleculen

Bron

R.J. Gillespie (2008), Coordination Chemistry Reviews vol. 252, pp. 1315-1327, "Vijftig jaar VSEPR-model"