Valence Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR)

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

De theorie is ook bekend als de Gillespie-Nyholm-theorie, naar de twee wetenschappers die deze hebben ontwikkeld). Volgens Gillespie, het Pauli-uitsluitingsprincipe is 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 zichzelf gelijkmatig verdelen rond het centrale koolstofatoom.

Je kunt een moleculaire structuur niet gebruiken om de geometrie van een molecuul te voorspellen, hoewel je wel kunt gebruiken de Lewis-structuur. 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 omgeven is door valentie elektronenparen, behalve het ene elektron dat elk fluoratoom heeft dat is gebonden aan het centrale beryllium atoom. De fluorvalentie-elektronen trekken zo ver mogelijk uit elkaar of 180 °, waardoor deze verbinding een lineaire vorm krijgt.

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

Moleculaire geometrie wordt bepaald door mogelijke locaties van een elektron in een valentieschil, niet door hoeveel paren valentie-elektronen er aanwezig zijn. Overweeg om te zien hoe het model werkt voor een molecuul met dubbele bindingen kooldioxide, CO₂. 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 °.

Overweeg voor een ander voorbeeld het carbonaat-ion, CO₃^2-. Net als bij koolstofdioxide zijn er vier paar 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. De afstoting tussen elektronen wordt tot een minimum beperkt wanneer de zuurstofatomen een gelijkzijdige driehoek rond het koolstofatoom vormen. Daarom VSEPR-theorie voorspelt dat het carbonaat-ion een trigonale vlakke vorm zal aannemen met een bindingshoek van 120 °.

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"