Tetraedrische und höhere Molekülgeometrien
Welche Teilchen tetraedrisch, trigonal-bipyramidal oder oktaedrisch gebaut sind und wie freie Elektronenpaare daraus Wippe und Quadrat machen.
Das Wichtigste in Kürze
- Die Geometrie eines Teilchens folgt aus der Zahl der bindenden und freien Elektronenpaare am Zentralatom: vier ergeben einen Tetraeder, fünf eine trigonale Bipyramide, sechs einen Oktaeder.
- \(\ce{NH4+}\) ist unverzerrt tetraedrisch, ebenso \(\ce{BF4-}\), Sulfat, Perchlorat, Permanganat und \(\ce{OsO4}\).
- Sulfat ist trotz kreuzförmiger Lewis-Formel tetraedrisch und nicht planar, planar ist dagegen Carbonat.
- \(\ce{PF5}\) und flüssiges \(\ce{PCl5}\) sind trigonal-bipyramidal, \(\ce{SF6}\) ist oktaedrisch mit 90°-Winkeln.
- \(\ce{SF4}\) ist mit einem äquatorialen freien Paar wippenförmig, \(\ce{XeF4}\) und \(\ce{ICl4-}\) sind mit zwei gegenüberliegenden freien Paaren quadratisch-planar.
Worum es geht
Ab vier Elektronenpaaren am Zentralatom wird die Molekülgestalt räumlich. Das betrifft das Ammonium-Ion ebenso wie Sulfat in Arzneistoffsalzen oder Permanganat in der Maßanalyse. Wer die Paare richtig abzählt, kann jedem Teilchen seine Geometrie zuordnen.
Tetraedrische Teilchen
Ein Zentralatom mit vier Elektronenpaaren und ohne freies Paar ordnet seine Bindungspartner tetraedrisch an. Alle Bindungswinkel betragen dann 109,5°. Wie man die Paare abzählt, zeigt das VSEPR-Modell. Eine Doppelbindung zählt dabei wie eine Einfachbindung als ein Bindungsbereich.
Das Ammonium-Ion \(\ce{NH4+}\) ist das Musterbeispiel. Im Ammoniak drückt das freie Elektronenpaar die Bindungen zusammen, das Molekül ist pyramidal. Bei der Protonierung wird dieses Paar zur vierten N–H-Bindung. Vier gleichwertige Bindungen ergeben einen unverzerrten Tetraeder. Auf dieselbe Weise entsteht das Tetrafluoroborat-Ion, wenn \(\ce{BF3}\) ein Fluorid-Ion aufnimmt:
\[\ce{BF3 + F- -> BF4-}\]
Auch viele Oxoanionen sind Tetraeder. Im Sulfat-Ion trägt Schwefel vier Sauerstoffatome und kein freies Paar. Die Lewis-Formel zeichnet man als flaches Kreuz. Das täuscht: Räumlich ist Sulfat tetraedrisch und nicht planar. Planar ist dagegen Carbonat, denn sein Zentralatom hat nur drei Bindungspartner.
Das Prinzip gilt ebenso für Übergangsmetalle in ihrer höchsten Oxidationsstufe. Sie tragen vier Oxo-Liganden und kein freies Paar.
| Teilchen | Name | Zentralatom | Bau |
|---|---|---|---|
| \(\ce{NH4+}\) | Ammonium | N (−III) | unverzerrt tetraedrisch |
| \(\ce{BF4-}\) | Tetrafluoroborat | B (+III) | tetraedrisch |
| \(\ce{SO4^2-}\) | Sulfat | S (+VI) | tetraedrisch |
| \(\ce{ClO4-}\) | Perchlorat | Cl (+VII) | tetraedrisch |
| \(\ce{MnO4-}\) | Permanganat | Mn (+VII) | tetraedrisch |
| \(\ce{OsO4}\) | Osmiumtetroxid | Os (+VIII) | tetraedrisch |
Fünf und sechs Elektronenpaare
Elemente ab der dritten Periode können mehr als vier Bindungspartner tragen. Bei fünf Elektronenpaaren entsteht die trigonale Bipyramide. Drei äquatoriale Positionen liegen in einer Ebene im Winkel von 120°. Zwei axiale Positionen stehen darüber und darunter: 90° zur Ebene, 180° zueinander. So ist \(\ce{PF5}\) gebaut, ebenso \(\ce{PCl5}\) im flüssigen und gasförmigen Zustand. Festes \(\ce{PCl5}\) liegt dagegen als Salz \(\ce{[PCl4]+[PCl6]-}\) vor.
Sechs Elektronenpaare besetzen die Ecken eines Oktaeders. Alle benachbarten Winkel sind gleich, nämlich 90°. Das Standardbeispiel ist \(\ce{SF6}\). Die zugehörigen Hybridtypen findest du bei den Hybridorbitalen.
Sind einige Paare frei, zählt für die Molekülgestalt nur die Lage der Atome. Freie Paare beanspruchen mehr Raum als bindende. Sie besetzen deshalb die Positionen mit dem meisten Platz.
Im \(\ce{SF4}\) hat Schwefel vier Bindungen und ein freies Paar, also fünf Paare. Das freie Paar sitzt äquatorial, denn dort hat es nur zwei 90°-Nachbarn statt drei. Übrig bleibt eine Wippe: Die zwei axialen Fluoratome bilden den Balken, die zwei äquatorialen die Stütze. \(\ce{SF4}\) ist also nicht tetraedrisch.
Im \(\ce{XeF4}\) kommen auf vier Bindungen zwei freie Paare. Sie liegen sich im Oktaeder gegenüber und stören sich so am wenigsten. Die vier Fluoratome bilden ein Quadrat um das Xenon, das Molekül ist quadratisch-planar. Ebenso gebaut ist \(\ce{ICl4-}\). Iod bringt sieben Valenzelektronen mit, die Ladung ein achtes. Vier davon binden, vier bilden zwei freie Paare.
| Teilchen | bindende Paare | freie Paare | Anordnung der Paare | Molekülgestalt |
|---|---|---|---|---|
| \(\ce{PF5}\) | 5 | 0 | trigonal-bipyramidal | trigonal-bipyramidal |
| \(\ce{SF4}\) | 4 | 1 | trigonal-bipyramidal | wippenförmig |
| \(\ce{SF6}\) | 6 | 0 | oktaedrisch | oktaedrisch |
| \(\ce{XeF4}\) | 4 | 2 | oktaedrisch | quadratisch-planar |
| \(\ce{ICl4-}\) | 4 | 2 | oktaedrisch | quadratisch-planar |
Die Zuordnung von Teilchen zu Geometrien wird im Examen gerne gefragt. Entscheidend sind die freien Paare am Zentralatom: Ohne sie sind vier Liganden tetraedrisch wie im Sulfat, mit einem freien Paar entsteht die Wippe des \(\ce{SF4}\), mit zweien das Quadrat von \(\ce{XeF4}\) und \(\ce{ICl4-}\).
Quiz
Aussage 1
Im Ammonium-Ion \(\ce{NH4+}\) sind die vier Wasserstoffatome unverzerrt tetraedrisch um das Stickstoffatom angeordnet.
Das freie Paar des Ammoniaks wird bei der Protonierung zur vierten N–H-Bindung. Vier gleichwertige Bindungen ergeben einen unverzerrten Tetraeder.
Aussage 2
Das Sulfat-Ion \(\ce{SO4^2-}\) ist wie das Carbonat-Ion planar gebaut.
Sulfat hat vier Bindungspartner ohne freies Paar und ist daher tetraedrisch. Nur Carbonat mit drei Sauerstoffatomen ist planar.
Aussage 3
\(\ce{SF4}\) ist tetraedrisch gebaut, weil Schwefel vier Fluoratome bindet.
Schwefel trägt zusätzlich ein freies Elektronenpaar, also fünf Paare. Das freie Paar sitzt äquatorial, \(\ce{SF4}\) ist wippenförmig.
Aussage 4
Im \(\ce{ICl4-}\) besitzt das Iodatom zwei freie Elektronenpaare, das Ion ist quadratisch-planar.
Iod hat mit der Ladung acht Valenzelektronen: vier binden, vier bilden zwei trans-ständige freie Paare im Oktaeder. Es ergibt sich wie bei \(\ce{XeF4}\) ein Quadrat.
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