## VSEPR

Elektronen zijn negatief geladen en stoten elkaar dus af. In een molecuul geeft dit dus spanningen waardoor alle groepen en vrije elektronen paren zo ver mogelijk uitelkaar zitten. De hoeken die dan ontstaan kun je voorspellen met Valence Shell Electron Repulsion Theorie (VSEPR).

VSEPR https://www.youtube.com/watch?v=Q9-JjyAEqnU

In onderstaande link kun je oefenen met bindingshoek en ruimtelijke structuur.

Phet Applet over VSEPR

Phet Applet over VSEPR - 2

Rotaties om enkelvoudige atoombindingen bepalen mede de ruimtelijke structuur van moleculen.

Hierdoor kunnen zowel niet-cyclische als cyclische moleculen verschillende vormen (conformaties) aannemen.

#### Tetraëdrische structuur

De ruimtelijke structuur (bindingslengten en bindingshoeken) van een klein molecuul kunnen we met behulp van de VSEPR-methode eenvoudig afleiden uit de elektronenformule van het molecuul1. Zo heeft een molecuul met een C-atoom met vier enkelvoudige bindingen, zoals methaan, een tetra ëdrische structuur met valentiehoeken van 109,5°. Een tetraeder is een regelmatig viervlak, bestaande uit 4 gelijkzijdige driehoeken.

#### Trigonale en lineaire structuur

Met een dubbele binding tussen twee C-atomen ontstaat een trigonale structuur waarin de valentiehoeken 120° zijn en de atomen in een plat vlak liggen. Bij een drievoudige binding ontstaat een lineaire structuur. De dubbele binding is korter dan de enkelvoudige, de drievoudige is weer korter dan de dubbele.

Trigonale en lineaire structuur

#### Weergave ruimtelijke bouw

Er zijn verschillende manieren om een ruimtelijke structuur te tekenen. Zo kunnen we – uitgaande van een tetraëder - een ruimtelijke structuurformule tekenen, waarin we bindingen naar voren laten wijzen (zie wig in figuur b) of naar achteren (zie gebroken lijn in figuur b). Een binding in het vlak van tekening geven we weer als een getrokken lijn.

Ruimtelijke structuur van methaan
De ruimtelijke structuur uitgaande van een kijkrichting die haaks staat op een van de ribben van de tetraeder is de basis voor de projectieformule. De projectie hiervan op het vlak van papier resulteert in de gebruikelijke 'vlakke' structuurformule.

#### Het belang van ruimtelijke structuurformules

De gebruikelijke structuurformules van koolstofverbindingen, met hoeken van 90° zijn dus projectieformules . Het verschil tussen deze vlakke structuurformules en de werkelijke ruimtelijke bouw kunnen we illustreren aan de hand van dichloormethaan. Volgens de vlakke structuurformules zouden er twee soorten van dit molecuul moeten bestaan. In werkelijkheid bestaat er slechts één, hetgeen met de ruimtelijke structuurformule direct duidelijk is. De twee ruimtelijke structuurformules van dichloormethaan zijn identiek : de ene structuur ontstaat uit de andere door hem over een hoek van 120° te draaien langs de verticale C-H-binding.

De linker structuurformule ontstaat door projectie van de linker ruimtelijke figuur loodrecht op de H-H-ribbe.

De rechter structuurformule door projectie van de rechter ruimtelijke figuur loodrecht op de H-Cl-ribbe.

Bovenstaand voorbeeld was één van de voorbeelden die Van ‘t Hoff gebruikte om in 1874 zijn theorie over de ruimtelijke ordening van atomen in een molecuul te onderbouwen. Deze theorie was toentertijd zeer revolutionair en betekende een grote sprong voorwaarts in de ontwikkeling van de scheikunde. Van ’t Hoff is één van de belangrijkste grondleggers van de stereochemie.