Elektronenparen in een zin

Cooperparen zijn elektronenparen gevormd in supergeleiders.

De reden is dat trillingen in het atoomrooster van een materiaal een handje helpen bij het ontstaan van de elektronenparen die nodig zijn voor supergeleiding.

Als gevolg hiervan oriënteren alle elektronenparen zich zodanig op een denkbeeldig boloppervlak, dat hun onderlinge afstand maximaal is.

De vrije elektronenparen zitten dichter bij de kern dan de bindingselektronen.

Elektronenparen worden in dit soort afbeeldingen ofwel als twee bolletjes : ofwel als een streepje - weergegeven.

Liganden waarbij het coördinerende atoom niet-bindende vrije elektronenparen hebben, zijn vaak goede stabilisatoren voor onverzadigde complexen.

Ook de binding van zuurstof aan hemoglobine verloopt via vrije elektronenparen.

De elektronenstructuur lijkt sterk op die van benzeen: één van de vrije elektronenparen van het stikstof doet mee in het π-bindingssysteem van de ring.

Dit getal varieert van 2 tot 6. Hieronder een tabel met de sterische getallen van enkele stoffen: Basis-geometrie Alle elektronenparen oefenen repulsie krachten op elkaar uit.

Hydroxylgroep met 3 vrije elektronenparen.

Het opnemen en afstaan van elektronenparen is niet zoals bij de vorming van bijvoorbeeld natriumchloride een volledige overdracht van het elektron van het ene deeltje aan het andere.

Men verwacht een sp 3 -hybridisatie (2 σ-bindingen en 2 vrije elektronenparen).

Tridentaten zijn vergelijkbaar met bidentaten, maar beschikken over 3 atomen met vrije elektronenparen.

De laatste heeft op zuurstof wel twee vrije elektronenparen, maar deze zijn ruimtelijk zo georiënteerd dat ze niet samen aan hetzelfde atoom kunnen koppelen.

Een drievoudige binding (ook wel driedubbele binding) is in de scheikunde een type binding waarbij twee atomen verbonden zijn door middel van drie elektronenparen (6 bindingselektronen in totaal).

Een van de vrije elektronenparen op dit zuurstofatoom zal dan een binding aangaan met het elektrofiele waterstofion (H + ), afkomstig van het zuur milieu.

Het aantal valentie-elektronen van een atoom is in grote mate bepalend voor het aantal elektronenparen dat een atoom kan vormen, en dus voor het aantal bindingen dat een atoom kan aangaan.

Het zijn ortho/para richters, want ze beschikken over vrije elektronenparen die in het aromatische π-systeem mee kunnen doen.

In de Lewistheorie ging men uit van het idee dat er een neiging bestond een octet te willen vormen en dat bindingen voortkwamen uit de noodzaak elektronenparen te delen tussen atomen om aan deze octetregel te voldoen.