Redigerer VSEPR-teorien (avsnitt)

== 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]].