Hvis E er 0 - hvis der ikke er lone pairs omkring det centrale atom , med andre ord - atomet vil være i centrum for et tetraeder , med hver af de fire obligationer peger mod den ene af de fire hjørner . Vinklerne mellem to obligationer er lige og tæt på 109,5 grader. Dette er den mest almindelige ordning for carbonatomer i organiske forbindelser. Af de mange eksempler , metan er sandsynligvis det mest populære
vippen
Hvis E er 1 - . Hvis der er en enlig par af elektroner , med andre ord - - atomet har en vippe atomar konfiguration. To af obligationerne peger lige op og ned ; de andre to danner en trekant med den centrale atom i det vandrette plan . Vinklen mellem de lodrette obligationer og de tværgående er ~ 90 grader ; vinklen mellem de to vandrette plane obligationer er lidt under 120 på grund af den enlige par. Svovltetrafluorid er et eksempel.
Square Planar
Forestil dig, at E er 2 , og dermed formlen er AB4E2 med to enlige elektronpar og fire obligationer. I dette tilfælde har forbindelsen en firkantet plan atomare konfiguration med alle fire bindinger liggende i samme plan og danner en vinkel på 90 grader mellem to bindinger. Xenon tetrafluorid er et eksempel på denne lidt mere usædvanlige geometri .
Overvejelser
Du vil ikke støde nogen forbindelser med tre lone pairs og fire obligationer, så nul, et og to lone pairs er de eneste muligheder, du har brug for at overveje for en AB4 forbindelse. For én - elektron par mulighed , så husk at i VSEPR , lone pair opfører sig som om det frastøder bonding par stærkere end de frastøder hinanden . Følgelig er vinklen mellem de to bindinger vil være mindre end 120 grader , selv om man ikke kan bruge VSEPR at beregne binding vinkel. Du blot få en idé om , hvad det vil være.
Hoteltilbud