Redigerer VSEPR-teorien

[[Fil:Water-dimensions-from-Greenwood&Earnshaw-2D.png|miniatyr|Eksempel på bøyd elektronarrangement. Viser plassering av ikke-parede elektronpar, bundet atomer og bindingsvinkler. (Vannmolekyl) Bindningsvinkelen for vann er 104,5 °.]]
'''VSEPR-teorien''' (Valence shell electron pair repulsion theory) er en modell som brukes i kjemien for å predikere den geometrien til ett molekyl fra antallet elektronpar som er rundt senteratomet.<ref name=":0">{{Kilde bok|url=https://www.worldcat.org/oclc/9918871|tittel=Modern inorganic chemistry|etternavn=Jolly, William L.|fornavn=|dato=1984|utgiver=McGraw-Hill|år=|isbn=0-07-032760-2|utgivelsessted=New York|side=|sider=|kapittel=|oclc=9918871|sitat=}}</ref><ref>{{Kilde bok|url=https://www.worldcat.org/oclc/317865373|tittel=General, organic, and biological chemistry|etternavn=Stoker, H. Stephen (Howard Stephen), 1939-|dato=2010|utgiver=Brooks/Cole Cengage Learning|isbn=978-0-547-15281-3|utgave=5th ed|utgivelsessted=Australia|oclc=317865373}}</ref><ref>{{Kilde bok|url=https://www.worldcat.org/oclc/46872308|tittel=General chemistry : principles and modern applications.|etternavn=Petrucci, Ralph H.|dato=2002|utgiver=Prentice Hall|isbn=0-13-014329-4|utgave=8th ed.|utgivelsessted=Upper Saddle River, N.J.|oclc=46872308}}</ref> VSEPR-teorien er også kjent som Gillespie-Nyholm teorien etter dens to hovedutviklere, [[Ronald Gillespie]] og [[Ronald Nyholm]]. 

Forutsetningen for VSEPR er at [[Valenselektron|valenselektronparene]] som omgir et atom, har en tendens til å frastøte hverandre og vil derfor ordne seg geometrisk i rommet som minimerer denne frastøtingen. Dette reduserer igjen molekylens energi og øker dets stabilitet, som bestemmer molekylgeometrien. Gillespie har understreket at elektron-elektron-frastøting på grunn av [[Paulis eksklusjonsprinsipp]] er viktigere for å bestemme molekylær geometri enn elektronfrastøtning.<ref name=":1">{{Kilde artikkel|tittel=Fifty years of the VSEPR model|publikasjon=Coordination Chemistry Reviews|doi=10.1016/j.ccr.2007.07.007|url=https://linkinghub.elsevier.com/retrieve/pii/S0010854507001476|dato=Juli 2008|forfattere=|fornavn=R.J.|etternavn=Gillespie|via=|serie=12-14|språk=en|bind=252|hefte=|sider=1315–1327|besøksdato=2020-10-04|sitat=}}</ref>

VSEPRteorien er basert på observerbar [[elektrontetthet]] i stedet for matematiske bølgefunksjoner og dermed ikke relatert til [[orbital hybridisering]],<ref>{{Kilde artikkel|tittel=Teaching Molecular Geometry with the VSEPR Model|publikasjon=Journal of Chemical Education|doi=10.1021/ed081p298|url=https://pubs.acs.org/doi/abs/10.1021/ed081p298|dato=Mars 2004|forfattere=|fornavn=Ronald J.|etternavn=Gillespie|via=|serie=3|språk=en|bind=81|hefte=|sider=298|issn=0021-9584|besøksdato=2020-10-04|sitat=}}</ref> selv om begge adresserer molekylær form. VSEPR har et fysisk grunnlag i kvantekjemisk topologiske (QCT) metoder som [[elektronlokaliseringsfunksjonen]] (ELF) og kvanteteorien om atomer i molekyler (AIM eller QTAIM).<ref name=":1" /><ref>{{Kilde artikkel|tittel=A physical basis for the VSEPR model of molecular geometry|publikasjon=Journal of the American Chemical Society|doi=10.1021/ja00230a009|url=https://pubs.acs.org/doi/abs/10.1021/ja00230a009|dato=Oktober 1988|forfattere=|fornavn=Richard F. W.|etternavn=Bader|etternavn2=Gillespie|fornavn2=Ronald J.|etternavn3=MacDougall|fornavn3=Preston J.|via=|serie=22|språk=en|bind=110|hefte=|sider=7329–7336|issn=0002-7863|besøksdato=2020-10-04|sitat=}}</ref>

== Historie ==
Ideen om en sammenheng mellom molekylær geometri og antall valenselektronpar (både delte og ikke delte par) ble opprinnelig foreslått i 1939 av Ryutaro Tsuchida i Japan,<ref>{{Kilde artikkel|tittel=A New Simple Theory of Valency|publikasjon=NIPPON KAGAKU KAISHI|doi=10.1246/nikkashi1921.60.245|url=http://joi.jlc.jst.go.jp/JST.Journalarchive/nikkashi1921/60.245?from=CrossRef|dato=1939|fornavn=Ryutaro|etternavn=Tsuchida|serie=3|bind=60|sider=245–256|issn=0369-4208|besøksdato=2020-10-04}}</ref> og ble uavhengig presentert i en [[Bakerian Medal|Bakerian Lecture]] i 1940 av [[Nevil Sidgwick]] og Herbert Powell fra [[University of Oxford]].<ref>{{Kilde artikkel|tittel=Bakerian Lecture: Stereochemical types and valency groups|publikasjon=Proceedings of the Royal Society of London. Series A. Mathematical and Physical Sciences|doi=10.1098/rspa.1940.0084|url=https://royalsocietypublishing.org/doi/10.1098/rspa.1940.0084|dato=1940-10-09|serie=965|språk=en|bind=176|sider=153–180|issn=0080-4630|besøksdato=2020-10-04}}</ref> I 1957 forbedret Ronald Gillespie og Ronald Sydney Nyholm fra [[University College London]] dette konseptet til en mer detaljert teori, i stand til å velge mellom forskjellige alternative geometrier. <ref>{{Kilde artikkel|tittel=Inorganic stereochemistry|publikasjon=Quarterly Reviews, Chemical Society|doi=10.1039/qr9571100339|url=http://xlink.rsc.org/?DOI=qr9571100339|dato=1957|fornavn=R. J.|etternavn=Gillespie|etternavn2=Nyholm|fornavn2=R. S.|serie=4|språk=en|bind=11|sider=339|issn=0009-2681|besøksdato=2020-10-04}}</ref><ref>{{Kilde artikkel|tittel=The electron-pair repulsion model for molecular geometry|publikasjon=Journal of Chemical Education|doi=10.1021/ed047p18|url=https://pubs.acs.org/doi/abs/10.1021/ed047p18|dato=Januar 1970|forfattere=|fornavn=R. J.|etternavn=Gillespie|via=|serie=1|språk=en|bind=47|hefte=|sider=18|issn=0021-9584|besøksdato=2020-10-04|sitat=}}</ref>

== Oversikt ==
VSEPR-teorien brukes til å forutsi ordningen av elektronpar rundt ikke-hydrogenatomer i molekyler, spesielt enkle og symmetriske molekyler, der sentral atomer deltar i binding til to eller flere andre atomer; geometrien til disse nøkkelatomene og deres ikke-bindende elektronpar bestemmer i sin tur geometrien til det større helheten.

Antall elektronpar i valensskallet til et sentralt atom bestemmes etter å ha tegnet Lewis-strukturen til molekylet, og utvidet den til å vise alle bindingsgrupper og ensomme elektronpar.<ref name=":0" /> I VSEPR-teorien er en dobbeltbinding eller trippelbinding behandlet som èn enkelt bindingsgruppe.<ref name=":0" /> Summen av antall atomer bundet til et sentralt atom og antall ensomme par dannet av dets ikke-bindende valenselektroner er kjent som sentral atomets steriske nummer.

Elektronparene (eller gruppene hvis flere bindinger er til stede) antas å ligge på overflaten av en sfære sentrert på det sentrale atomet og har en tendens til å oppta posisjoner som minimerer deres gjensidige frastøtning ved å maksimere avstanden mellom dem.<ref name=":0" /> Antall elektronpar (eller grupper) bestemmer derfor den generelle geometrien som de vil ha. For eksempel når det er to elektronpar som omgir det sentrale atomet, er deres gjensidige frastøtning minimal når de ligger på motsatte poler av sfæren. Derfor er det sentrale atomet spådd å vedta en lineær geometri. Hvis det er 3 elektronpar som omgir det sentrale atomet, blir deres frastøt minimert ved å plassere dem i toppunktene i en likesidig trekant sentrert på atomet. Derfor er den forutsagte geometrien [[Trekant|trigonal]]. På samme måte, for 4 elektronpar, er det optimale arrangementet et [[tetraeder]].<ref name=":0" />

Som et verktøy for å forutsi geometrien som er adoptert med et gitt antall elektronpar, bruker ofte en fysisk demonstrasjon av prinsippet om minimal elektronparavstøtning med oppblåste ballonger. Gjennom håndtering får ballonger en liten elektrostatisk ladning som resulterer i adopsjon av omtrent de samme geometriene når de er bundet sammen ved stilkene, der antallet ballonger tilsvarende antall elektronpar. For eksempel vedtar fem ballonger bundet sammen den trigonale bipyramidale geometrien, akkurat som de fem bindingsparene til et PCl<sub>5</sub>-molekyl.

=== Sterisk nummer ===
[[Fil:Sulfur-tetrafluoride-2D-dimensions.png|miniatyr|Svoveltetrafluorid har et sterisk nummer på 5.]]
Det steriske nummeret til et sentralatom i et molekyl er antall atomer bundet til det sentrale atomet, kalt dets koordinasjonstall, pluss antall ensomme par med valenselektroner på sentralatomet.<ref>{{Kilde bok|url=https://www.worldcat.org/oclc/39379369|tittel=Inorganic chemistry|etternavn=Miessler, Gary L., 1949-|dato=1999|utgiver=Prentice Hall|isbn=0-13-841891-8|utgave=2nd ed|utgivelsessted=Upper Saddle River, N.J.|oclc=39379369}}</ref> I molekylet [[Svoveltetrafluorid|SF<sub>4</sub>]] har for eksempel det sentrale svovelatomet fire ligander; koordinasjonstallet for svovel er fire. I tillegg til de fire ligandene, har svovel også et enslig elektronpar i dette molekylet. Dermed er sterktallet 4 + 1 = 5.

=== Grad av frastøtning ===
Den generelle geometrien blir ytterligere raffinert ved å skille mellom bindende og ikke-bindende elektronpar. Bindingselektronparet som deles i en sigma-binding med et tilstøtende atom, ligger lenger fra det sentrale atomet enn et ikke-bindende (enslige) elektronpar av det atomet, som holdes nær den positivt ladede kjernen. VSEPR-teorien ser derfor frastøtning av det ensomme paret å være større enn frastøtning av et bindingselektronpar. Som sådan, når et molekyl har to interaksjoner med forskjellige grader av frastøting, forutsier VSEPR-teorien strukturen der ensomme par opptar stillinger som gjør at de kan oppleve mindre frastøting. Ensomme par – ensomme par (lp – lp) frastøtninger anses som sterkere enn ensomme par – bonding par (lp – bp) frastøtninger, som igjen regnes som sterkere enn bindingspar – bindingspar (bp – bp) frastøtninger, skillet som deretter styrer avgjørelser om generell geometri når to eller flere ikke-ekvivalente posisjoner er mulige.<ref name=":0" /> For eksempel når 5 valenselektronpar omgir et sentralt atom, vedtar de en [[trigonal bipyramidal molekylgeometri]] med to aksiale posisjoner og tre ekvatoriale posisjoner. Et elektronpar i en aksial posisjon har tre nære ekvatoriale naboer bare 90 ° unna og et fjerde mye lenger ved 180 °, mens et ekvatorialt elektronpar bare har to tilstøtende par ved 90 ° og to ved 120 °. Frastøtet fra de nære naboene ved 90 ° er viktigere, slik at de aksiale posisjonene opplever mer frastøting enn ekvatorialposisjonene; Derfor, når det er ensomme elektronpar, har de en tendens til å oppta ekvatoriale posisjoner som vist i diagrammene for neste avsnitt for sterisk nummer fem.<ref name=":2">{{Kilde bok|url=https://www.worldcat.org/oclc/39379369|tittel=Inorganic chemistry|etternavn=Miessler, Gary L., 1949-|dato=1999|utgiver=Prentice Hall|isbn=0-13-841891-8|utgave=2nd ed|utgivelsessted=Upper Saddle River, N.J.|oclc=39379369}}</ref>

Forskjellen mellom ensomme elektronpar og bindingspar kan også brukes til å rasjonalisere avvik fra idealiserte geometrier. For eksempel har H<sub>2</sub>O-molekylet fire elektronpar i valensskallet: to ensomme par og to bindingspar. De fire elektronparene er spredt slik at de grovt peker mot tetraederens topper. Bindningsvinkelen mellom de to O-H-bindingene er imidlertid bare 104,5 °, i stedet for 109,5 ° for en vanlig tetraeder, fordi de to ensomme parene (hvis tetthet eller sannsynlighetskonvolutten ligger nærmere oksygenkjernen) utøver en større gjensidig frastøting enn de to bindingsparene.<ref name=":0" /><ref name=":2" />

En binding av høyere bindingsorden utøver også større frastøting siden pi-bindingselektronene bidrar.<ref name=":2" />  For eksempel i [[isobutylen]], (H<sub>3</sub>C) <sub>2</sub>C = CH<sub>2</sub>, er H<sub>3</sub>C − C = C vinkel (124 °) større enn H<sub>3</sub>C − C − CH<sub>3</sub> vinkel på (111,5 °). Imidlertid, i karbonationen, <chem>CO^{2-}3</chem>, er alle tre C-O bindinger ekvivalente med vinkler på 120 ° på grunn av [[Resonans (kjemi)|resonans]].

== AXE-metoden ==
"AXE-metoden" for elektrontelling brukes ofte når man bruker VSEPR-teorien. Elektronparene rundt et sentralt atom er representert med en formel AX<sub>n</sub>E<sub>m</sub>, hvor A representerer det sentrale atomet og har alltid har en underforstått subskrift på 1. Hver X representerer en ligand (et atom bundet til A). Hver E representerer et enslig elektronpar på sentralatomet.<ref name=":0" />  Totalt antall X og E er kjent som steriskenummeret. For eksempel i molekylet AX<sub>3</sub>E<sub>2</sub> har atom A et sterisknummer på 5.

Når substituentatomer (X) ikke er like, er geometrien fortsatt tilnærmet gyldig, men bindingsvinklene kan være litt forskjellige fra dem der alle ytre atomer er de samme. For eksempel er dobbeltbindingskarbonene i alkener som [[Eten|C<sub>2</sub>H<sub>4</sub>]] AX<sub>3</sub>E<sub>0</sub>, men bindingsvinklene er ikke alle nøyaktig 120 °. På samme måte er SOCl<sub>2</sub> er AX<sub>3</sub>E<sub>1</sub>, men fordi X-substituentene ikke er identiske, er ikke X – A – X-vinklene alle like.

Basert på sterkt antall og distribusjon av Xer og Eer, gir VSEPR-teorien spådommer i de følgende tabellene.

=== Hovedgruppeelementer ===
For [[hovedgruppe elementene]] er det stereokjemisk aktive ensomme elektronparet E hvis antall kan variere mellom 0 og 3. Merk at geometriene er navngitt i henhold til atomposisjonene og ikke elektronarrangementet. For eksempel betyr beskrivelsen av AX<sub>2</sub>E<sub>1</sub> som et bøyd molekyl at de tre atomene AX<sub>2</sub> ikke er i en rett linje, selv om det ensomme paret hjelper til med å bestemme geometrien.

{| class="wikitable" style="text-align:center;"
!Sterisk nummer
!Molekylgeometri<ref name=PetrucTable>{{cite book|last1=Petrucci |first1=R. H. |first2=Harwood |last2=W. S. |first3=Herring |last3=F. G. |title=General Chemistry: Principles and Modern Applications |url=https://archive.org/details/generalchemistry00hill |publisher=Prentice-Hall |edition=8th |year=2002 |pages=[https://archive.org/details/generalchemistry00hill/page/413 413]–414 (Table 11.1) |isbn=978-0-13-014329-7}}</ref> <br> 0 ensomme elektronpar
!Molekylgeometri<ref name=Petrucci/><ref name=":0" /> 
1 ensomme elektronpar
!Molekylgeometri<ref name=Petrucci>{{cite book|last1=Petrucci |first1=R. H. |first2=Harwood |last2=W. S. |first3=Herring |last3=F. G. |title=General Chemistry: Principles and Modern Applications |url=https://archive.org/details/generalchemistry0008petr |publisher=Prentice-Hall |edition=8th |year=2002 |isbn=978-0-13-014329-7}}</ref><ref name=":0" /><br> 2 ensomme elektronpar
!Molekylgeometri<ref name=Petrucci/><ref name=":0" /><br> 3 ensomme elektronpar
|-
!2 
| [[File:AX2E0-2D.png|128px]] <br> [[Lineær molekylgeometri|Lineær]] || &nbsp; || &nbsp; || &nbsp;
|-
!3 
| [[File:AX3E0-side-2D.png|128px]] <br> [[Trigonalt plant molekylgeometri|Trigonal planar]] || [[File:AX2E1-2D.png|128px]] <br> [[Bøyd molekylgeometri|Bøyd]] ||&nbsp; ||&nbsp;
|-
!4 
| [[File:AX4E0-2D.png|128px]] <br> [[Tetrahedral molekylgeometri|Tetrahedral]] || [[File:AX3E1-2D.png|128px]] <br> [[Trigonal pyramidal molekylgeometri|Trigonal pyramidal]] || [[File:AX2E2-2D.png|128px]]  <br> [[Bøyd molekylgeometri|Bøyd]] ||&nbsp; 
|-
!5 
| [[File:AX5E0-2D.png|128px]] <br> [[Trigonal bipyramidal molekylgeometri|Trigonal bipyramidal]] || [[File:AX4E1-2D.png|128px]] <br> [[Seesaw molekylgeometri|Seesaw]] || [[File:AX3E2-2D.png|128px]] <br> [[T-formet molekylgeometri|T-formet]] || [[File:AX2E3-2D.png|128px]] <br> [[Lineær molekylgeometri|Lineær]]
|-
!6 
| [[File:AX6E0-2D.png|128px]]  <br> [[Octahedral molekylgeometri|Octahedral]] || [[File:AX5E1-2D.png|128px]]  <br> [[Firkantet pyramideformet molekylgeometri|Firkantet pyramideformet]] || [[File:AX4E2-2D.png|128px]] <br> [[Firkantet planar molekylgeometri|Firkantet planar]] || &nbsp;
|-
!7 
| [[File:AX7E0-2D.png|128px]] <br> [[Pentagonal bipyramidal molekylgeometri|Pentagonal bipyramidal]] ||[[File:AX6E1-2D.png|128px]] <br> [[Pentagonal pyramidal molekylgeometri|Pentagonal pyramidal]] ||[[File:AX5E2-2D.png|128px]] <br> [[Pentagonal planar molekylgeometri|Pentagonal planar]] || &nbsp;
|-
!8 
| <br> [[Firkantet antiprismatisk molekylgeometri|Square antiprismatic]]<br>  || <br> &nbsp; || &nbsp; || &nbsp;
|}

== Referanser ==
<references />

{{Autoritetsdata}}

[[Kategori:Kjemi]]
[[Kategori:Isomere]]