Ιοντικός Δεσμός Πολωσιμότητα ιόντος Κανόνες Fajans

Transcript

1 Ιοντικός Δεσμός Πολωσιμότητα ιόντος: εκφράζει την παραμόρφωση που υφίσταται το ηλεκτρονιακό νέφος από ένα γειτονικό ιόν αντιθέτου φορτίου. Η ιοντική αυτή παραμόρφωση αυξάνει τον ομοιοπολικό χαρακτήρα του δεσμού Κανόνες Fajans: ο ομοιοπολικός χαρακτήρας ενός ιοντικού δεσμού ενισχύεται, δηλαδή η πολωσιμότητα των ιόντων αυξάνεται όταν: 1. το φορτίο του κατιόντος ή και του ανιόντος είναι υψηλό 2. Το μέγεθος του κατιόντος είναι μικρό. 3. Το μέγεθος του ανιόντος είναι μεγάλο 4. Το κατιόν να μην έχει ηλεκτρονιακή διαμόρφωση ευγενών αερίων

2 Ιοντικός Δεσμός Μέτρο της ικανότητας ενός ιόντος να προκαλεί πολωσιμότητα είναι η πυκνότητα φορτίου, η οποία ορίζεται ως το φορτίο του ιόντος προς τον όγκο αυτού. Πυκνότητα φορτίου Na + = 1 x 1, C / 4/3π (1, mm) 3 = 24 C mm -3 Αντίστοιχα για το Al 3+ η πυκνότητα φορτίου υπολογίζεται ίση με 364 C mm -3, άρα έχει μεγαλύτερη ικανότητα να προκαλεί πολωσιμότητα σε ένα ανιόν από ότι το Na +. Γι' αυτό και τα άλατα του Al 3+ έχουν εντονότερο ομοιοπολικό χαρακτήρα (π.χ. χαμηλό σημείο τήξης)

3 Ασκήσεις 1. Να αιτιολογηθεί γιατί διαφέρουν τα σημεία τήξης των NaCl, CuCl (801 και 430 ο C, αντίστοιχα). Δίνονται 11 Να, 29 Cu. 2. NX 2, MX ποια από τις 2 ενώσεις είναι περισσότερο ιοντική και γιατί; 3. Ποιες ενώσεις είναι περισσότερο ιοντικές και γιατί? LiF, LiI, LiCl / MgCl 2, BeCl 2, CaCl 2 4. Να σχεδιάσετε χωρίς να κάνετε υπολογισμούς, τον κύκλο Born- Haber για την ένωση AlF Να σχεδιάσετε τον κύκλο Born-Haber της ένωσης SrCl 2 και να υπολογίσετε την ενωτική ενέργεια του κρυσταλλικού πλέγματος του. Δίνονται: Ενθαλπία σχηματισμού SrCl KJ/mol Ενθαλπία εξάχνωσης Sr Ενέργεια πρώτου ιοντισμού Sr Ενέργεια δεύτερου ιοντισμού Sr +164 KJ/mol +540 KJ/mol KJ/mol Ενέργεια διάστασης του Cl KJ/mol Πρώτη ενθαλπία δέσμευσης e- του Cl -349 KJ/mol

4 Θεωρία Lewis (1919): Ο ομοιοπολικός δεσμός αναπτύσσεται μεταξύ δύο ατόμων παραπλήσιας ηλεκτραρνητικότητας με αμοιβαία συνεισφορά ηλεκτρονίων σθένους και δημιουργία κοινών ζευγών ηλεκτρονίων για να αποκτήσουν τα άτομα δομή ευγενούς αερίου (κανόνας της οκτάδας). Το ζεύγος αυτό ηλεκτρονίων ονομάζεται δεσμικό ζεύγος ηλεκτρονίων Σύμβολα Lewis: για την γραφή των ηλεκτρονιακών τύπων ο Lewis εισήγαγε απλά σύμβολα,όπου τα ηλεκτρόνια σθένους (της τελευταίας στιβάδας) συμβολίζονται με τελείες:

5 Το δεσμικό ζεύγος ηλεκτρονίων δημιουργείται είτε με: αμοιβαία συνεισφορά ενός ηλεκτρονίου σθένους από κάθε άτομο ή με προσφορά και των 2 ηλεκτρονίων σθένους από το ένα μόνο άτομο (ημιπολικός δεσμός). Παράδειγμα ομοιοπολικού δεσμού: Παράδειγμα ημιπολικού δεσμού:

6 Ηλεκτρονιακοί τύποι κατά Lewis μη δεσμικό (ή μονήρες) ζεύγος ηλεκτρονίων δεσμικό ζεύγος ηλεκτρονίων Ο ηλεκτρονιακός τύπος κατά Lewis μοιάζει με το συντακτικό τύπο μιας ένωσης μιας και δείχνει τον τρόπο με τον οποίο ενώνονται τα άτομα στην ένωση, όμως εκτός των δεσμών μεταξύ των ατόμων απεικονίζει και τα μη δεσμικά ζεύγη ηλεκτρονίων στα άτομα, κάτι που οι συντακτικοί τύποι δεν δείχνουν. συντακτικός τύπος

7 Για τα στοιχεία των κύριων ομάδων του Π.Π., ο αριθμός της ομάδας (με την παλιά αρίθμηση) συμπίπτει με τον αριθμό των ηλεκτρονίων σθένους των ατόμων.

8 Πέντε βήματα για την αναγραφή των τύπων Lewis των ενώσεων Βήμα 1: Πρόσθεση των ηλεκτρονίων σθένους όλων των ατόμων της ένωσης. Για τα πολυατομικά ανιόντα ή κατιόντα προσθέτουμε ή αφαιρούμε, αντίστοιχα, το φορτίο του ιόντος. για παράδειγμα: CCl 4 : 4 (για C) + 4x7 (για τα τέσσερα Cl) = 32 συνολικά e- σθένους ΝΟ 3- : 5 (για Ν) + 3x6 (για τα τρία Ο) + 1 (για αρνητικό φορτίο του ιόντος) = 24 συνολικά e- σθένους. ΝΗ 4+ : 5 (για Ν) + 4x1 (για τα τέσσερα Η) -1 (για το θετικό φορτίο) = 8 συνολικά e- σθένους

9 Βήμα 2: Βρίσκουμε το κεντρικό άτομο της ένωσης. Κεντρικό άτομο είναι αυτό που έχει δείκτη 1 (εκτός του Η). Σε περίπτωση που υπάρχουν περισσότερα τους ενός ατόμου με δείκτη 1, τότε κεντρικό άτομο είναι το λιγότερο ηλεκτραρνητικό. για παράδειγμα: CΗCl 3 : κεντρικό άτομο ο C, λόγω του ότι έχει δείκτη 1. HCN: κεντρικό άτομο ο C, λόγω του ότι έχει δείκτη 1 και είναι λιγότερο ηλεκτραρνητικό από το άζωτο. Βήμα 3: Συνδέουμε το κεντρικό με τα περιφερειακά άτομα με απλούς δεσμούς. Κάθε δεσμός αντιστοιχεί σε ένα ζεύγος ηλεκτρονίων (2e-)

10 Βήμα 4: Αφαιρούμε από το συνολικό αριθμό e- σθένους τα δεσμικά e- και αυτά που περισσεύουν τα τοποθετούμε ανά ζεύγη στα περιφερειακά άτομα για να αποκτήσουν 8eσθένους (2e- αν πρόκειται για το Η). για παράδειγμα: CΗCl 3 : συνολικός αριθμός e- σθένους = 26eδεσμικά e- 4x2 = 8e e-

11 Βήμα 5: Αν μετά την τοποθέτηση των e- στα περιφερειακά άτομα περισσέψουν e-, τότε αυτά τοποθετούνται στο κεντρικό άτομο για να αποκτήσει οκτώ e-. για παράδειγμα: ΗΝΟ 2 : συνολικός αριθμός e- σθένους = 18eδεσμικά e- 3x2 = 6e eμη δεσμικά e- 5x2 = 10e e-

12 Βήμα 6: Αν μετά την τοποθέτηση των περισσευούμενων e- στο κεντρικό άτομο, το κεντρικό άτομο δεν έχει 8e-, τότε μη δεσμικά ζεύγη e- των περιφερειακών ατόμων μετατρέπονται σε δεσμικά, σχηματίζοντας διπλό ή τριπλό δεσμό με το κεντρικό άτομο, έτσι ώστε να αποκτήσει οκτώ e-. για παράδειγμα:

13 Κανόνες: Ομοιοπολικός Δεσμός Αν σε μία ένωση περιέχονται μεταξύ των ατόμων τα άτομα Η και Ο, και το Ο δεν είναι το κεντρικό άτομο, τότε συνήθως το Η δεν συνδέεται με το κεντρικό άτομο, αλλά με το Ο. για παράδειγμα: ΗΝΟ 2 : Αν σε μία ένωση υπάρχει ή υπάρχουν αλογόνα όχι ως κεντρικά άτομα (περιφερειακά) τότε σχηματίζουν με το κεντρικό άτομο απλό δεσμό και έχουν τρία μη δεσμικά ζεύγη e-. Όπου X, το κεντρικό άτομο

14 Κανόνες: Ομοιοπολικός Δεσμός Αν σε μία ένωση υπάρχει ή υπάρχουν O και S ως περιφερειακά άτομα (στην άκρη του μορίου) τότε σχηματίζουν με το κεντρικό άτομο είτε έναν απλό δεσμό και έχουν τρία μη δεσμικά ζεύγη e- ή ένα διπλό και έχουν 2 μη δεσμικά ζεύγη ηλεκτρονίων. Αν σε μία ένωση υπάρχει N ως περιφερειακό άτομο (στην άκρη του μορίου) τότε σχηματίζει με το κεντρικό άτομο είτε έναν απλό δεσμό και έχει 3 μη δεσμικά ζεύγη e- ή ένα διπλό δεσμό και έχει 2 μη δεσμικά ζεύγη e- ή έναν τριπλό και έχει 1 μονήρες ζεύγος e-.

15 Αποκλίσεις από τον κανόνα της οκτάδας: Μόρια ελλιπή ηλεκτρονίων: ενώσεις που έχουν ως κεντρικά άτομα, στοιχεία των ομάδων ΙΙΑ και ΙΙΙΑ, όπως το Be και το B στις ενώσεις BeF 2 και BF 3 κ.λ.π. έχουν ασυμπλήρωτες οκτάδες (κεντρικά άτομα με λιγότερο από 8e-). Υπερσθενή μόρια: ενώσεις που έχουν ως κεντρικά άτομα τα στοιχεία P, I, S, Xe στις ενώσεις PCl 5, ICl 5, SF 6, XeF 2 κ.λ.π. εμφανίζουν κεντρικά άτομα με περισσότερα από 8e-.

16 Αποκλίσεις από τον κανόνα της οκτάδας: Μόρια με περιττό αριθμό ηλεκτρονίων σθένους ρίζες: ενώσεις όπως το ΝΟ και το CH 3 δεν ικανοποιούν τον κανόνα της οκτάδας (ύπαρξη ασύζευκτου e-). Mόρια με δεσμούς 1e-: σε αυτές τις ενώσεις ή ιόντα, τα άτομα που συμμετέχουν στους ομοιοπολικούς δεσμούς μοιράζονται ένα μόνο ηλεκτρόνιο, π.χ. Η 2+, Β 2 Η 6.

17 Παράδειγμα: Να βρεθεί ο ηλεκτρονιακός τύπος κατά Lewis του NOCl (χλωριούχου νιτροσυλίου) με δεδομένο ότι η ηλεκτραρνητικότητα του Ο είναι 3,5 και οι αντίστοιχες των Ν και Cl είναι μεταξύ τους ίσες, 3. Βήμα 1: υπολογισμός e- σθένους = 18e- Βήμα 2: εύρεση του κεντρικού ατόμου Ν ή Cl Βήμα 3: σύνδεση του κεντρικού ατόμου με τα περιφερειακά άτομα ή eή Βήμα 4: συνολικός αριθμός e- σθένους = 18eδεσμικά e- 2x2 = 4e-

18 Παράδειγμα Ομοιοπολικός Δεσμός Βήμα 5: περίσσευμα e- σθένους και τοποθέτηση στο κεντρικό άτομο συνολικός αριθμός e- σθένους = 18eδεσμικά e- 2x2 = 4e eμη δεσμικά e- 6x2 = 12e ή 2eή

19 Παράδειγμα Ομοιοπολικός Δεσμός Βήμα 6: το κεντρικό άτομο δεν έχει 8e- σθένους, οπότε ένα μη δεσμικό ζεύγος e- από τα περιφερειακά άτομα μετατρέπεται σε δεσμικό σχηματίζοντας διπλό δεσμό με το κεντρικό άτομο ή ή ή ή Δομή 1 Δομή 2 Δομή 3 Δομή 4 Τέσσερις δυνατές ηλεκτρονιακές δομές κατά Lewis Ποια από αυτές είναι η πιο πιθανή ή σταθερή δομή Lewis? Αυτό μπορεί να καθοριστεί από το τυπικό φορτίο.

20 Τυπικό φορτίο (FC, formal charge): ατόμου σε μια δομή κατά Lewis, είναι το φαινομενικό φορτίο που αποκτά το άτομο αν οι δεσμοί στο μόριο θεωρηθούν τέλεια ομοιοπολικοί και τα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων διαμεριστούν εξίσου μεταξύ των συνδεμένων ατόμων. Το FC δίνεται από τη σχέση: FC = V L ½ x P, όπου V: ο αριθμός των ηλεκτρονίων σθένους του ατόμου του οποίου προσδιορίζουμε το τυπικό φορτίο (Valence e-) L: ο αριθμός των μη δεσμικών ηλεκτρονίων του εξεταζόμενου ατόμου (Lone paired e-) P: ο αριθμός των δεσμικών ηλεκτρονίων του εξεταζόμενου ατόμου (Paired e - ) Για παράδειγμα το τυπικό φορτίο του Ν στο ΝΗ 4+ : FC Ν = 5 0 (½ x 8) = +1

21 Ασκήσεις Ομοιοπολικός Δεσμός 1. Να γραφούν οι ηλεκτρονιακοί τύποι κατά Lewis των ενώσεων ή ιόντων: PCl 3, SO 3, HCN, ΟΗ -, BrO 3-, PO 4 3-, CO 3 2-.

22 Τυπικό φορτίο και σταθερότερη δομή Lewis: Η πιθανότερη δομή κατά Lewis είναι αυτή που εξασφαλίζει στα άτομα μηδενικά τυπικά φορτία. Σε περίπτωση που τα τυπικά φορτία είναι διάφορα του μηδενός, τότε θα πρέπει να έχουν τη μικρότερη δυνατή τιμή. Αρνητικά τυπικά φορτία συνήθως έχουν τα ηλεκτραρνητικότερα άτομα και θετικά τα λιγότερο ηλεκτραρνητικά άτομα. Το άθροισμα των τυπικών φορτίων των ατόμων σε μια δομή κατά Lewis θα πρέπει να είναι ίσο με μηδέν για τα ουδέτερα σωματίδια (μόρια ή ρίζες) ή ίσο με το φορτίο του ιόντος στα πολυατομικά ιόντα.

23 Τυπικό φορτίο και σταθερότερη δομή Lewis: Δομή 1 Δομή 2 Δομή 3 Δομή 4 Δομή 1 FC O = 6 4 (½ x 4) = 0 FC Cl = 7 2 (½ x 6) = +2 FC N = 5 6 (½ x 2) = -2 Δομή 2 FC O = 6 6 (½ x 2) = -1 FC Cl = 7 2 (½ x 6) = +2 FC N = 5 4 (½ x 4) = -1 Δομή 3 FC O = 6 4 (½ x 4) = 0 FC N = 5 2 (½ x 6) = 0 FC Cl = 7 6 (½ x 2) = 0 Δομή 4 FC O = 6 6 (½ x 2) = -1 FC N = 5 2 (½ x 6) = 0 FC Cl = 7 4 (½ x 4) = +1

24 Συντονισμός ή μεσομέρεια: παρουσιάζεται σε μόρια ή ιόντα που μπορούν να παρασταθούν με δύο ή περισσότερες ηλεκτρονιακές δομές κατά Lewis, οι οποίες είναι ενεργειακά ισοδύναμες. Η δε πραγματική δομή του μορίου (ή ιόντος) είναι υβρίδιο των οριακών αυτών δομών. Ο συντονισμός συμβολίζεται με διπλό βέλος που τίθεται ανάμεσα στις οριακές δομές Lewis.

25 Bασικοί κανόνες για τον προσδιορισμό των μεσομερών μορφών ενός μορίου είναι: Η σειρά διάταξης των ατόμων είναι σε κάθε περίπτωση ίδια. Για παράδειγμα, στο υποξείδιο του αζώτου (Ν 2 Ο) κάθε μεσομερή μορφή ακολουθεί τη σειρά Ν-Ν-Ο και ουδέποτε την Ν-Ο-Ν. Ο αριθμός των μη δεσμικών ηλεκτρονίων πρέπει να είναι ο ίδιος σε όλες τις μεσομερείς μορφές. Οι μεσομερείς μορφές θα πρέπει να χαρακτηρίζονται από αποκέντρωση φορτίων και όχι από τη δημιουργία κέντρων με υψηλά φορτία. Τα τυπικά φορτία των γειτονικών ατόμων στο μόριο δεν θα πρέπει να είναι όμοια και τα άτομα που έχουν ανόμοια τυπικά φορτία δεν θα πρέπει να είναι πολύ απομακρυσμένα. Οι μεσομερείς μορφές θα πρέπει να έχουν παραπλήσιες ενεργειακά δομές.

26 Παράδειγμα: Να γράψετε τις μεσομερείς δομές του NOF 2 και να εξετάσετε ποιες από αυτές έχουν τη μεγαλύτερη συμμετοχή στη διαμόρφωση της δομής του μορίου.

27 Αριθμός οξείδωσης είναι το φαινομενικό φορτίο που αποκτά το άτομο στις ομοιοπολικές ενώσεις (ή πραγματικό φορτίο στις ιοντικές ενώσεις), αν οι δεσμοί που σχηματίζει θεωρηθούν τέλεια ιοντικοί. Είναι δηλαδή το φορτίο που αποκτά το άτομο αν τα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων αποδοθούν στο ηλεκτραρνητικότερο άτομο. Για παράδειγμα στο νιτρικό ιόν (ΝΟ 3- ), όπως προκύπτει με βάση την ηλεκτρονιακή δομή του ιόντος και με δεδομένο ότι το Ν είναι λιγότερο ηλεκτραρνητικό του Ο, ο αριθμός οξείδωσης του Ν είναι +5.

28 Βασικά χαρακτηριστικά του ομοιοπολικού δεσμού: Μήκος δεσμού: ενός διατομικού μορίου ΑΒ είναι η διαπυρηνική απόσταση μεταξύ των συνδεμένων ατόμων Α και Β, η οποία αντιστοιχεί στην ελάχιστη ενέργεια του συστήματος Εξαρτάται από: Το μέγεθος των συνδεομένων ατόμων Την πολικότητα του δεσμού (ισχυρά πολωμένοι δεσμοί είναι και βραχύτεροι) Την τάξη του δεσμού (οι πολλαπλοί δεσμοί είναι βραχύτεροι)

29 Βασικά χαρακτηριστικά του ομοιοπολικού δεσμού: Ισχύς δεσμού Ενθαλπία ή ενέργεια δεσμού: είναι η μεταβολή της ενθαλπίας, ΔΗ, κατά τη διάσπαση 1 mol αέριας ουσίας. π.χ. Cl - Cl (g) 2Cl (g), ΔΗ o = +242 kj Όσο πιο μεγάλη είναι η ενέργεια που απαιτείται για τη διάσπαση του δεσμού δύο ατόμων, τόσο πιο ισχυρός είναι ο δεσμός. Εξαρτάται από: Το μήκος του δεσμού Την πολικότητα του δεσμού (ισχυρά πολωμένοι δεσμοί είναι βραχύτεροι) μεγαλύτερη ενέργεια, άρα ισχυρότεροι δεσμοί Την τάξη δεσμού (οι πολλαπλοί δεσμοί είναι βραχύτεροι) άρα απαιτείται μεγαλύτερη ενέργεια για τη διάσπαση του δεσμού, άρα ισχυρότερος δεσμός.

30 Γεωμετρία Μορίων Θεωρία VSEPR Μοριακή γεωμετρία: είναι η διάταξη των ατόμων του μορίου στο χώρο. Εξαρτάται από το είδος των ατόμων που απαρτίζουν την ένωση και τον τρόπο με τον οποίο ενώνονται. Η ερμηνεία της μοριακής γεωμετρίας βασίζεται στη θεωρία της απώσεως των ηλεκτρονιακών ζευγών της στιβάδας σθένους (VSERP, Valence Shell Electron Pair Repulsion). Τα ηλεκτρονιακά ζεύγη της στιβάδας σθένους του κεντρικού ατόμου τοποθετούνται έτσι ώστε να υπάρχουν οι ελάχιστες δυνατές απώσεις, δηλαδή τα ηλεκτρονιακά ζεύγη βρίσκονται όσο το δυνατό πιο μακριά το ένα από το άλλο. Με τη θεωρία VSERP μπορεί να γίνει πρόβλεψη της γεωμετρίας των ενώσεων.

31 Γεωμετρία Μορίων Θεωρία VSEPR Κανόνες που εφαρμόζονται στη θεωρία VSEPR Μόρια ή ιόντα που δε διαθέτουν μη δεσμικά ζεύγη ηλεκτρονίων Ιδανική γεωμετρία 1 η περίπτωση: Όταν το κεντρικό άτομο ενός μορίου (ή ιόντος) έχει δύο δεσμικά ζεύγη ηλεκτρονίων και κανένα μη δεσμικό ζεύγος, τότε το μόριο είναι γραμμικό. Τα δύο ζεύγη ηλεκτρονίων διατάσσονται ευθύγραμμα έχοντας στη μέση το κεντρικό άτομο. μοριακό τύπος τύπος κατά Lewis γεωμετρικό σχήμα BeCl 2 Cl Cl Be Cl Be 180 o Cl

32 Γεωμετρία Μορίων Θεωρία VSEPR 2 η περίπτωση: Όταν το κεντρικό άτομο ενός μορίου (ή ιόντος) έχει τρία δεσμικά ζεύγη ηλεκτρονίων και κανένα μη δεσμικό ζεύγος, τότε το μόριο είναι επίπεδο τριγωνικό, καθώς τα τρία ζεύγη ηλεκτρονίων διατάσσονται τριγωνικά γύρω από το κεντρικό άτομο. μοριακός τύπος BF 3 τύπος κατά Lewis F B F F γεωμετρικό σχήμα 120 o F F B 120 o 120 o F

33 Γεωμετρία Μορίων Θεωρία VSEPR 3 η περίπτωση: Όταν το κεντρικό άτομο ενός μορίου (ή ιόντος) έχει τέσσερα δεσμικά ζεύγη ηλεκτρονίων και κανένα μη δεσμικό ζεύγος, τότε το μόριο είναι τετραεδρικό, καθώς τα τέσσερα δεσμικά ζεύγη ηλεκτρονίων διατάσσονται τετραεδρικά γύρω από το κεντρικό άτομο. μοριακός τύπος CH 4 τύπος κατά Lewis H H C H γεωμετρικό σχήμα H H C H H H

34 Γεωμετρία Μορίων Θεωρία VSEPR 4 η περίπτωση: Όταν το κεντρικό άτομο ενός μορίου (ή ιόντος) έχει πέντε δεσμικά ζεύγη ηλεκτρονίων και κανένα μη δεσμικό ζεύγος, τότε το μόριο είναι τριγωνικό διπυραμιδικό. μοριακός τύπος τύπος κατά Lewis γεωμετρικό σχήμα Cl Cl Cl PCl 5 Cl P Cl Cl Cl Cl P Cl Cl

35 Γεωμετρία Μορίων Θεωρία VSEPR 5 η περίπτωση: Όταν το κεντρικό άτομο ενός μορίου (ή ιόντος) έχει έξι δεσμικά ζεύγη ηλεκτρονίων και κανένα μη δεσμικό ζεύγος, τότε το μόριο είναι οκταεδρικό. μοριακός τύπος τύπος κατά Lewis γεωμετρικό σχήμα SF 6 F F F S F F F F F F S F F F

36 Γεωμετρία Μορίων Θεωρία VSEPR Μόρια ή ιόντα που διαθέτουν μη δεσμικά ζεύγη ηλεκτρονίων Αποκλίσεις από την ιδανική γεωμετρία Η παρουσία μη δεσμικών ζευγών ηλεκτρονίων στο κεντρικό άτομο προκαλεί παραμόρφωση της στερεοχημικής διάταξης, όπως αυτή προκύπτει (με βάση τους προηγούμενους κανόνες) αν προσμετρήσουμε τα μη δεσμικά ως δεσμικά ζεύγη ηλεκτρονίων. Αυτό συμβαίνει επειδή τα μη δεσμικά ζεύγη απωθούν περισσότερο τα άλλα ζεύγη ηλεκτρονίων, καταλαμβάνουν δηλαδή πιο πολύ χώρο απ ότι τα δεσμικά ζεύγη ηλεκτρονίων

37 Γεωμετρία Μορίων Θεωρία VSEPR Αποκλίσεις από την ιδανική γεωμετρία Οι πολλαπλοί δεσμοί αντιμετωπίζονται όπως οι απλοί δεσμοί. Όμως, οι πολλαπλοί δεσμοί λόγω του μεγαλύτερου ηλεκτρονιακού φορτίου τους, απωθούν περισσότερο (σε σχέση με τους απλούς δεσμούς) τα γειτονικά ζεύγη ηλεκτρονίων, συνεπώς, καταλαμβάνουν πιο πολύ χώρο από ότι οι απλοί δεσμοί.

38 Γεωμετρία Μορίων Θεωρία VSEPR

39 Γεωμετρία Μορίων Θεωρία VSEPR