Die Form eines Moleküls hängt von der Anzahl der Elektronenpaare in der äußersten Schale ab, die ein Zentralatom umgeben. Wenn man einmal herausgefunden hat, wie viele Bindungspaare und Nicht-Bindungspaare es gibt, ist der Rest einfach

Kurzer Hinweis zu den Bindungspaaren!
Doppelbindungen ignorieren, sie zählen als ein Bindungspaar!

z.B.. CO2 hat zu diesem Zweck nur zwei Bindungspaare (obwohl wir wissen, dass es in Wirklichkeit 4 hat, 2 Paare zwischen jedem Sauerstoff und dem Wasserstoff)

Die Formen, die Moleküle bilden, haben alle mit der Theorie der Elektronenpaarabstoßung in der Valenzschale (VSEPR) zu tun. Das hört sich kompliziert an, aber die allgemeine Regel ist, dass sich alle Paare gegenseitig abstoßen, so dass sich alle Elektronenpaare in allen drei Dimensionen ausbreiten, um sich so weit wie möglich zu entfernen. Die Formen, die durch diese Ausbreitung entstehen, sind sehr wichtig und können die Chemie des Moleküls stark beeinflussen.

Formen von Molekülen mit VSEPR

Keine Paare von e-	Keine Paare von bindenden e-	Keine nicht Bindungspaare von e-	Name der Form	Anordnung im Raum	Bindungswinkel	Beispiele
2	2	0	Linear		180o	CO2
3	3	0	Trigonal Planar		120o	BF3
3	2	1	Angular, V-förmig oder gebogen		120o	SO2
4	4	0	Tetraeder		109.5o	CH4
4	3	1	Trigonal Pyramidal		107o	NH3
4	2	2	Angular, V-förmig oder gebogen		104.5o	H2O
6	6	0	Oktaedrisch		90o	SF6