I.

Kształt cząsteczki chloroformu: tetraedryczna

II.

Wzory elektronowe CHCl₃ i PCl₃:

 

III.

Atom centralny w cząsteczce chloroformu - atom węgla, nie może tworzyć wiązań koordynacyjnych, ponieważ nie posiada wolnej pary elektronowej lub wolnego orbitalu.

Atom centralny w cząsteczce trichlorku fosforu może tworzyć wiązanie koordynacyjne (pełnić w nim funkcję donora), ponieważ posiada wolną parę elektronową.

 

---

Wyjaśnienie:

Podczas rysowania wzoru elektronowego trzeba pamiętać o następujących zasadach:

• Pierwiastki dążą do uzyskania 8 elektronów walencyjnych (z wyjątkiem niektórych związku typu SF6, PCl5 w których reguła oktetu nie jest spełniona; w takich związkach w celu wyznaczenia liczby wolnych par elektronowych atomu centralnego korzystamy ze wzorów wynikających z metody VSEPR) lub 2 elektronów walencyjnych w przypadku wodoru.
• Każde pojedyncze wiązanie dostarcza obu atomom, które łączy po 1 elektronie.
• Atomy staramy się połączyć najpierw za pomocą "zwykłych" wiązań, a dopiero potem za pomocą wiązań koordynacyjnych.
• Donor wiązania koordynacyjnego (atom od którego jest skierowana strzałka) nie traci swoich 2 elektronów, a akceptor wiązania koordynacyjnego (atom do którego jest skierowana strzałka) zyskuje 2 elektrony.
• Donorami wiązania koordynacyjnego są zwykle atomy, które uzyskały oktet elektronowy przez "zwykłe" wiązania i mają wolne pary elektronowe.

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

Wiązanie koordynacyjne polega na "udostępnieniu" wolnej pary elektronowej przez atom ją posiadający innemu atomowi o wolnym orbitalu. Atom udostępniający wolną parę to donor, a atom przyjmujący to akceptor.