Name: molecular shapes from electron pairs
Uploaded: 2025-05-22T09:05:32.000Z
Duration: 2 min 37 s
Channel: JoVE

Teoria odpychania par elektronów powłoki walencyjnej (VSEPR) zakłada, że grupy elektronów zaangażowane w wiązania pojedyncze, wiązania wielokrotne lub samotne pary odpychają się nawzajem i starają się pozostać w maksymalnej możliwej odległości od siebie. 
Geometria molekularna jest podyktowana układem różnych grup elektronowych wokół centralnego atomu.
Istnieje pięć podstawowych kształtów molekularnych: liniowy dla dwóch wiążących grup elektronowych, trygonalny płaski dla trzech, czworościenny dla czterech, trygonalny dwupiramidowy dla pięciu i ośmiościenny dla sześciu.
Przewidując geometrię molekularną, pamiętaj, że odpychanie samotnej pary – samotnej pary jest większe niż odpychanie samotnej pary – pary wiążącej i pary wiążącej – pary wiążącej.
Weźmy pod uwagę struktury Lewisa metanu, amoniaku i wody. W każdym z nich centralny atom otoczony jest czterema grupami elektronowymi.
W metanie cztery wiążące pary elektronów są ułożone czworościennie z idealnym kątem H-C-H wynoszącym 109,5°.
W amoniaku atom azotu ma trzy pary wiążące i jedną samotną parę.
Samotna para elektronów zajmuje większą przestrzeń niż pary wiążące. Dzieje się tak, ponieważ samotna para jest związana tylko z jednym jądrem, podczas gdy wiążąca grupa elektronowa jest wspólna dla dwóch jąder.
Kąty wiązań H-N-H są mniejsze niż oczekiwany kąt czworościenny wynoszący 109,5°, jak obserwowano w metanie. To ściskanie kąta wiązania przypisuje się sile odpychającej wywieranej przez samotną parę na sąsiednie wiążące grupy elektronów.
Układ par elektronów nazywa się geometrią par elektronów. Geometria molekularna opisuje układ atomów i różni się od geometrii par elektronów. Geometria par elektronów dla amoniaku jest czworościenna, podczas gdy kształt cząsteczki jest trygonalny piramidalny.
Cząsteczka wody ma również cztery grupy elektronowe wokół centralnego atomu. Geometria par elektronów jest również czworościenna z dwiema wiążącymi grupami elektronów i dwiema samotnymi parami.
Większe odpychanie wywierane przez dwie samotne pary dodatkowo ściska kąt wiązania H-O-H w cząsteczkach wody. Jest znacznie mniejszy niż idealny kąt wiązania czworościennego, a geometria molekularna jest wygięta.

teoria vsepr

Teoria odpychania par elektronowych powłoki walencyjnej (teoria VSEPR) umożliwia przewidywanie struktury molekularnej wokół atomu centralnego na podstawie analizy liczby wiązań i wolnych par elektronowych w jego strukturze Lewisa. Model VSEPR zakłada, że pary elektronowe w powłoce walencyjnej atomu centralnego przyjmują układ minimalizujący odpychanie między nimi poprzez maksymalne zwiększenie odległości. Elektrony w powłoce walencyjnej atomu centralnego tworzą pary wiążące (znajdujące się głównie między atomami) lub pary niewiążące (samotne pary elektronowe).

Dwa obszary gęstości elektronowej w cząsteczce przyjmują geometrię liniową, aby zminimalizować odpychanie. Podobnie trzy grupy elektronowe układają się w płaską geometrię trójkątną (trygonalną), cztery grupy elektronowe tworzą czworościan, pięć grup elektronowych przyjmuje geometrię bipiramidalną trygonalną, natomiast sześć grup elektronowych układa się w strukturę oktaedryczną.

Należy zauważyć, że geometria elektronowa wokół atomu centralnego nie zawsze jest taka sama jak jego struktura molekularna. Geometria elektronowa opisuje wszystkie obszary, w których znajdują się elektrony w cząsteczce – zarówno w wiązaniach, jak i w wolnych parach. Struktura molekularna odnosi się natomiast do położenia atomów w cząsteczce, a nie elektronów. Zatem geometria elektronowa i struktura molekularna są identyczne tylko wtedy, gdy wokół atomu centralnego nie ma niewiążących par elektronowych.

Para niewiążąca zajmuje większą przestrzeń niż para wiążąca, ponieważ jest związana tylko z jednym jądrem, podczas gdy para wiążąca jest współdzielona przez dwa jądra. W konsekwencji odpychanie między dwiema niewiążącymi parami elektronowymi jest większe niż między parą niewiążącą a wiążącą, a to z kolei jest większe niż odpychanie między dwiema parami wiążącymi.

Zgodnie z teorią VSEPR, lokalizacje atomów końcowych są równoważne w geometrii elektronowej liniowej, trygonalnej, czworościennej i oktaedrycznej, dlatego dowolne stanowisko może być zajęte przez jedną niewiążącą parę elektronową. Jednak w geometrii bipiramidalnej trygonalnej dwa położenia osiowe różnią się od trzech położeń równikowych. Pozycja równikowa oferuje więcej przestrzeni ze względu na kąty wiązań wynoszące 120° i jest preferowana przez większe niewiążące pary elektronowe. Podobnie, gdy dwie niewiążące pary elektronowe i cztery pary wiążące są rozmieszczone oktaedrycznie wokół atomu centralnego, niewiążące pary zajmują pozycje oddalone od siebie o 180°, co prowadzi do kwadratowej płaskiej struktury molekularnej.

 Ten tekst jest adaptacją<a href="https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/7-6-molecular-structure-and-polarity">Openstax, Chemistry 2e, Section 7.6 Molecular Structure and Polarity</a>.

Teoria VSEPR

Teoria odpychania par elektronów powłoki walencyjnej (teoria VSEPR) pozwala nam przewidzieć strukturę molekularną wokół centralnego atomu na podstawie badania ...

Education

JoVE Core

Organic Chemistry

Chemia organiczna

Unit 1

Jednostka 1

Covalent Bonding and Structure

Wiązania kowalencyjne i struktura

KEY TERMS AND CONCEPTS

Kluczowe terminy i pojęcia

VSEPR Theory

molecular shapes from electron pairs

Molecular shape can be predicted from the way electron pairs arrange around a central atom. Valence shell electron-pair repulsion theory, or VSEPR theory, uses a Lewis structure to count bonding pairs and lone electron pairs. The main idea is simple: electron pairs spread out as far as possible to reduce repulsion.

In a molecule, the valence electrons around the central atom can be bonding pairs or lone pairs. Bonding pairs are found mainly between bonded atoms. Lone pairs stay on one atom and take up more space than bonding pairs because they are held by only one nucleus.

The number of electron groups helps determine the electron-pair geometry. Two regions of electron density arrange in a linear shape. Three electron groups form a trigonal planar geometry, four form a tetrahedron, five prefer a trigonal bipyramidal geometry, and six arrange in an octahedral pattern.

Electron-pair geometry is not always the same as molecular structure. Electron-pair geometry includes both bonds and lone pairs. Molecular structure shows only the positions of the atoms, so the two match only when the central atom has no lone pairs.

Lone pair repulsions are not equal to bonding pair repulsions. Lone pair–lone pair repulsions are strongest. Lone pair–bonding pair repulsions are next, and bonding pair–bonding pair repulsions are weakest.

In some geometries, the terminal positions are equivalent. This is true for linear, trigonal planar, tetrahedral, and octahedral electron-pair geometries, so a lone pair can occupy any one of those positions. In a trigonal bipyramidal geometry, the two axial positions are different from the three equatorial positions. The equatorial position has more space because of the 120° bond angles, so larger lone pairs prefer it.

A square planar molecular structure can also form in an octahedral arrangement. When two lone pairs and four bonding pairs are placed octahedrally around a central atom, the lone pairs sit 180° apart. That arrangement leaves the atoms in a square planar shape.

Molecular Shapes from Electron Pairs

what is organic chemistry?

Carbon Compounds in Everyday Life

Organic chemistry focuses on carbon compounds called organic compounds. These compounds may come from living things or be made by chemists. Carbon is the main element in them, and it bonds with other carbon atoms as well as hydrogen, oxygen, nitrogen, and sulfur. Carbon can form up to four strong bonds. That ability lets carbon atoms build chains and rings of many sizes, shapes, and levels of complexity. Not every carbon-containing substance is classified as organic. Carbonates, cyanides, and...

electronic structure of atoms

Atomic Orbitals and Quantum Numbers

Atomic orbitals and quantum numbers describe how electrons are arranged around the nucleus. An atom has a small, positively charged nucleus with electrons surrounding it. The nucleus contains protons and neutrons, and the quantum mechanical model gives a better picture of this structure than older models. Protons carry a +1 charge and have a mass of 1.0073 amu. Neutrons have no charge and have a mass of 1.0087 amu. Electrons carry a −1 charge and have a mass of 0.00055 amu. The number of...

electron configurations

How Electrons Fill Atomic Orbitals

Electron filling in atoms follows a set order based on orbital energy. The Aufbau principle says each new electron enters the lowest-energy subshell available. The Pauli exclusion principle says no two electrons can share the same set of four quantum numbers. Hund’s rule of maximum multiplicity says electrons stay unpaired in equal-energy orbitals when possible. The order of filling follows the relative energies of the subshells. A common sequence is 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, and so on.

chemical bonds

Chemical Bonds: Types and Strength

Chemical bonds help atoms reach a full valence shell like the nearest noble gas. The main bond types are ionic, covalent, and metallic. Bond energy and bond length also help explain how strong a bond is. An ionic bond forms from electrostatic attraction between cations and anions. In many cases, one atom transfers electrons to another atom, and the ions form from that transfer. Ionic bonds have no defined direction because the attraction spreads evenly through three-dimensional space. A...

polar covalent bonds

Electronegativity in Polar Covalent Bonds

Polar covalent bonds form when atoms share electrons unevenly. This happens in covalent bonds between atoms that have similar, but not identical, tendencies to attract electrons. Nonmetal atoms often make these bonds with other nonmetals. Hydrogen gas, H2, is a simple example of a covalent bond between two hydrogen atoms. A covalent bond begins when two atoms move close enough for their valence orbitals to overlap. In hydrogen, the 1s orbitals overlap and the single electrons on each atom...

lewis structures and formal charges

Lewis Structures, Bonds, and Formal Charge

Lewis structures show how atoms share electrons in covalent bonds and in polyatomic ions. Lewis symbols help draw these structures, and the periodic table helps predict how many valence electrons an atom has and how many bonds it can form to reach an octet. Group 18 elements, such as argon and helium, already have filled electron configurations. They rarely take part in chemical bonding. Atoms in group 17, such as bromine and iodine, need one more electron to reach an octet, so they can form...

vsepr theory

Molecular shape can be predicted from the way electron pairs arrange around a central atom. Valence shell electron-pair repulsion theory, or VSEPR theory, uses a Lewis structure to count bonding pairs and lone electron pairs. The main idea is simple: electron pairs spread out as far as possible to reduce repulsion. In a molecule, the valence electrons around the central atom can be bonding pairs or lone pairs. Bonding pairs are found mainly between bonded atoms. Lone pairs stay on one atom and...

molecular geometry and dipole moments

Predicting Shape and Molecular Polarity

Molecular shape and molecular polarity can be predicted with VSEPR theory and dipole moments. Start by writing the Lewis structure of the molecule or polyatomic ion. Then count the electron groups around the central atom. Lone pairs and bonds both count as electron groups, and a single, double, or triple bond each counts as one region of electron density. Use that count to identify the electron-pair geometry. Next, use the number of lone pairs to determine the molecular structure. If more than...

resonance and hybrid structures

Resonance in Nitrite and Carbonate Ions

Resonance explains why some Lewis structures do not match the measured properties of a molecule or ion. When two or more Lewis structures have the same atom arrangement, the real electron distribution is an average of the structures shown. The nitrite anion, NO2−, is one example. It can be drawn in two ways, with the N–O and N=O bonds in different places. If nitrite had one single bond and one double bond, the two bond lengths should be different, because a double bond is shorter and stronger...

valence bond theory and hybridized orbitals

valence-bond-theory-and-hybridized-orbitals

Covalent Bond Overlap and Orbital Hybridization

Covalent bonds form when orbitals on two atoms overlap and their single electrons pair up. The bond is stronger when the overlap is greater. Maximum overlap happens when the orbitals meet along a direct line between the two nuclei. A sigma bond, or σ bond, is the kind of covalent bond found in a single bond in a Lewis structure. In a σ bond, electron density is concentrated along the internuclear axis. A pi bond, or π bond, forms when two p orbitals overlap side by side. In a π bond, the...

mo theory and covalent bonding

Bond Order and Molecular Orbitals

Molecular orbital theory explains how electrons are arranged in molecules. It treats electron regions in a molecule much like atomic orbitals in an atom. A molecular orbital is the region of space where a valence electron is most likely to be found. Molecular orbitals form through the linear combination of atomic orbitals, or LCAO. When atomic wave functions combine in phase, they create regions with high electron density. When they combine out of phase, they create nodes, or regions with no...

intermolecular forces and physical properties

intermolecular-forces-and-physical-properties

How Intermolecular Forces Affect Matter

Intermolecular forces are the attractions between molecules, and they help explain how matter behaves. These forces influence melting points, boiling points, and whether substances mix with one another. Water has a much higher boiling point than hexane, which shows that water has stronger intermolecular forces. Three main kinds of intermolecular interactions are covered here. They include ion-dipole forces, dipole-dipole interactions, and van der Waals forces, which include London dispersion...

solubility

Why Some Substances Dissolve in Water

Solution formation depends on how solutes and solvents interact. A solution is a homogeneous mixture made of a solvent, which is the larger part, and a solute, which is the smaller part. The physical state of a solution is usually the same as the solvent. Concentration is often described as dilute for a low amount of solute or concentrated for a high amount of solute. When a solute dissolves, its particles are surrounded by solvent species. This process is called solvation. If water is the...

introduction to functional groups

Functional Groups and Organic Molecules

Functional groups are groups of atoms with specific chemical properties that appear within organic molecules. They are sometimes shown as "R." These groups sit along the carbon backbone of macromolecules, which can form chains or rings of carbon atoms. Functional groups help functionalize a compound. That means they can give the molecule different physical and chemical properties. In organic chemistry, this change in group structure can strongly affect how a compound behaves. Common...

overview of advanced functional groups

Advanced Functional Groups in Organic Chemistry

Advanced functional groups are atom clusters in organic molecules that give those molecules specific chemical properties. They are sometimes shown as "R" in formulas. By changing the atoms attached to a carbon skeleton, a functional group can make a compound behave differently in physical and chemical reactions. This topic covers several major classes of organic compounds with advanced functional groups. Aromatic hydrocarbons include benzene. Phenol is another example and is also called...

key terms and concepts

Learn how VSEPR theory uses bonding pairs and lone pairs to predict molecular shape, electron-pair geometry, and common arrangements like linear and octahedral.

Molecular Shapes from Electron Pairs | JoVE K12

organic chemistry

JoVE Core Organic Chemistry explains basic concepts of stereochemistry, reactions, and mechanisms using concise and easy-to-understand animated video lessons. Additionally, the scientist-in-action videos demonstrate the application of related concepts in classical and original research experiments performed in today's laboratories worldwide.

Molecular Shapes from Electron Pairs

Description

Transcript

Tags