I.

Wzór sumaryczny	Liczba
	wolnych par elektronowych	wiązań σ	wiązań π
NH3	1	3	0
C2H2	0	3	2

II.

Kształt cząsteczki acetylenu: liniowy

 

---

Wyjaśnienie:

Wzory elektronowe NH₃ i C₂H₂:

Do wiązań σ należy każde wiązanie pojedyncze oraz jedna z wiążących par elektronowych wiązania podwójnego i potrójnego. Pozostałe wiążące pary elektronowe wiązań wielokrotnych, stanowią wiązania π. Warto pamiętać, że wiązanie koordynacyjne, jeżeli jest wiązaniem pojedynczym to jest wiązaniem σ. Taka sytuacja ma miejsce w większości związków. W CO wiązanie koordynacyjne jest natomiast wiązaniem π, gdyż tworzy wiązanie potrójne

wiązanie podwójne = 1 σ i 1 π

wiązanie potrójne = 1 σ i 2 π

 

Kształt drobiny zależy od dwóch czynników:

1) liczby atomów połączonych z atomem centralnym (ligandów)

2) liczby wolnych par elektronowych atomu centralnego.

W poniższej tabeli zestawiono kształty drobiny w zależności od dwóch wspomnianych czynników. Kolorem oznaczono kształty cząsteczek, których znajomość wymagana jest na egzaminie maturalnym. Pozostałe kształty mogą pojawić się w niektórych zadaniach dotyczących teorii VSEPR

Liczba ligandów	Liczba wolnych par elektronowych atomu centralnego	Kształt cząsteczki	Hybrydyzacja atomu centralnego	Przykład związku
2	0	liniowy	sp	CO2, CS2
2	1	kątowy	sp2	SO2, O3
2	2	kątowy	sp3	H2O, H2S
2	3	liniowy	sp3d	XeF2, I3-
3	0	trygonalny (trójkątny)	sp2	SO3, BCl3
3	1	piramida trygonalna	sp3	NH3, PCl3
3	2	liniowy	sp3d	ClF3, BrF3
4	0	tetraedryczny (tetraedr)	sp3	CH4, BCl4-
4	1	zniekształcony tetraedr	sp3d	SF4
4	2	kwadrat	sp3d2	XeF4
5	0	bipiramida trygonalna	sp3d	PCl5
5	1	piramida kwadratowa	sp3d2	ClF5, BrF5
6	0	oktaedr	sp3d2	SF6
6	1	piramida pentagonalna	sp3d3	XeF6
7	0	bipiramida pentagonalna	sp3d3	IF7