VSEPR-Modell und einfache Molekülgeometrien
Wie man aus der Zahl bindender und freier Elektronenpaare am Zentralatom ableitet, ob ein Teilchen linear, gewinkelt, trigonal-planar, pyramidal oder tetraedrisch gebaut ist.
Das Wichtigste in Kürze
- Das VSEPR-Modell leitet die räumliche Gestalt eines Teilchens aus der gegenseitigen Abstoßung aller Elektronenpaar-Domänen am Zentralatom ab, wobei Mehrfachbindungen als eine Domäne zählen.
- Die Elektronenpaaranordnung umfasst bindende und freie Paare, die Molekülgeometrie nur die Atome: \(\ce{NH3}\) und \(\ce{H2O}\) sind pseudotetraedrisch, aber pyramidal bzw. gewinkelt (104,5°).
- \(\mathrm{AB_4}\) ist tetraedrisch, \(\mathrm{AB_3E}\) trigonal-pyramidal (\(\ce{NH3}\), \(\ce{PCl3}\)), \(\mathrm{AB_2E_2}\) und \(\mathrm{AB_2E}\) sind gewinkelt (\(\ce{H2S}\), \(\ce{OF2}\), \(\ce{SO2}\), \(\ce{O3}\), \(\ce{NO2-}\)).
- Linear (180°) sind \(\ce{CO2}\), \(\ce{CS2}\), \(\ce{N2O}\), HCN, Ethin, Dicyan sowie Azid, Cyanat und Thiocyanat, während \(\ce{H2O2}\) und Hydrazin abgewinkelt sind.
- Trigonal-planar (120°) sind \(\ce{BF3}\), \(\ce{BCl3}\), monomeres \(\ce{SO3}\), \(\ce{CO3^2-}\), \(\ce{NO3-}\) und die Gerüste von \(\ce{H3BO3}\), \(\ce{H2CO3}\) und \(\ce{HNO3}\), nicht aber der tetraedrische Phosphor in \(\ce{H3PO3}\).
Worum es geht
Das VSEPR-Modell sagt aus der Lewis-Formel voraus, wie ein Molekül räumlich gebaut ist. Diese Gestalt bestimmt Polarität und Reaktivität und damit auch, wie ein Arzneistoff an seine Zielstruktur passt. Hier geht es um die Grundtypen mit zwei bis vier Elektronenpaaren am Zentralatom.
Prinzip der Elektronenpaarabstoßung
Das VSEPR-Modell (valence shell electron pair repulsion) beruht auf einer einfachen Idee. Die Elektronenpaare in der Valenzschale des Zentralatoms stoßen sich ab. Sie ordnen sich deshalb so an, dass sie möglichst weit voneinander entfernt sind. Ausgangspunkt ist immer die Lewis-Formel mit allen bindenden und freien Elektronenpaaren.
Gezählt werden Elektronenpaar-Domänen. Jede Bindung zu einem Nachbaratom ist eine Domäne, egal ob Einfach-, Doppel- oder Dreifachbindung. Jedes freie Elektronenpaar ist ebenfalls eine Domäne. Die Kurzschreibweise \(\mathrm{AB}_n\mathrm{E}_m\) fasst das zusammen: A ist das Zentralatom, B ein gebundenes Nachbaratom, E ein freies Elektronenpaar. Ammoniak ist danach \(\mathrm{AB_3E}\), Wasser \(\mathrm{AB_2E_2}\).
Freie Elektronenpaare beanspruchen mehr Raum als bindende, weil nur ein Atomkern sie festhält. Sie drücken die Bindungen etwas zusammen. Mit jedem freien Paar werden die Bindungswinkel daher kleiner.
Zwei Begriffe muss man sauber auseinanderhalten:
Räumliche Verteilung aller Domänen um A, bindend und frei. Sie hängt nur von ihrer Zahl ab: zwei linear, drei trigonal-planar, vier tetraedrisch.
Lage der Atome allein. Freie Paare zählen hier nicht mit. Aus der tetraedrischen Anordnung wird bei \(\mathrm{AB_3E}\) eine Pyramide, bei \(\mathrm{AB_2E_2}\) ein Winkel.
Grundtypen
Die Zahl der Domänen legt die Elektronenpaaranordnung fest. Wie viele davon freie Paare sind, entscheidet über die Molekülgeometrie. Die Tabelle zeigt die Grundtypen bis vier Domänen.
| Domänen | Typ | Elektronenpaaranordnung | Molekülgeometrie | Winkel | Beispiel |
|---|---|---|---|---|---|
| 2 | \(\mathrm{AB_2}\) | linear | linear | 180° | \(\ce{CO2}\) |
| 3 | \(\mathrm{AB_3}\) | trigonal-planar | trigonal-planar | 120° | \(\ce{BF3}\) |
| 3 | \(\mathrm{AB_2E}\) | trigonal-planar | gewinkelt | unter 120° | \(\ce{SO2}\) |
| 4 | \(\mathrm{AB_4}\) | tetraedrisch | tetraedrisch | 109,5° | \(\ce{CH4}\), \(\ce{BF4-}\) |
| 4 | \(\mathrm{AB_3E}\) | tetraedrisch | trigonal-pyramidal | 107° | \(\ce{NH3}\) |
| 4 | \(\mathrm{AB_2E_2}\) | tetraedrisch | gewinkelt (V-förmig) | 104,5° | \(\ce{H2O}\) |
Die drei Typen mit vier Domänen bilden eine Familie. In \(\ce{CH4}\) und im Tetrafluoroborat-Ion \(\ce{BF4-}\) besetzen vier Bindungen die Tetraederecken. In \(\ce{NH3}\) sitzt an einer Ecke ein freies Paar, in \(\ce{H2O}\) an zweien. Man nennt das eine pseudotetraedrische Anordnung: Die Elektronenpaare bilden ein Tetraeder, die Atome nicht. Sichtbar bleibt beim Ammoniak eine Pyramide, beim Wasser ein V.
Der Winkel im Wasser liegt mit 104,5° nahe am Tetraederwinkel und eben nicht bei 90°. Das passt zur tetraedrischen Grundanordnung, die zwei freie Paare nur leicht zusammendrücken.
Tetraedrisch heißt immer: genau vier Domänen. Im Nitrit-Ion \(\ce{NO2-}\) hat der Stickstoff nur drei, nämlich zwei Bindungen und ein freies Paar. Die Anordnung ist trigonal-planar, das Ion gewinkelt. In \(\ce{IF5}\) trägt das Iod fünf Bindungen und ein freies Paar. Diese sechs Domänen ordnen sich oktaedrisch an (höhere Geometrien).
Wird im Examen gerne gefragt: In \(\ce{NH3}\) und \(\ce{H2O}\) sind die Elektronenpaare tetraedrisch angeordnet, obwohl die Moleküle pyramidal bzw. gewinkelt sind. Achte immer darauf, ob die Anordnung der Elektronenpaare oder die Gestalt der Atome gemeint ist.
Geometrie aus der Summenformel
Mit vier Schritten kommt man von der Summenformel zur Gestalt.
- Valenzelektronen zählen: Summe über alle Atome, plus ein Elektron je negativer Ladung, minus eins je positiver.
- Lewis-Formel aufstellen: Zentralatom ist meist das Atom mit der kleinsten Elektronegativität, nie H. Die Außenatome erhalten ein Oktett.
- Domänen am Zentralatom zählen: jede Bindung einmal, jedes freie Paar einmal.
- Typ ablesen: \(\mathrm{AB}_n\mathrm{E}_m\) bestimmen und die Gestalt aus der Tabelle nehmen.
Beispiel Oxonium-Ion \(\ce{H3O+}\): Es hat 6 + 3 · 1 − 1 = 8 Valenzelektronen, also vier Paare. Drei binden ein H-Atom, eins ist frei. Typ \(\mathrm{AB_3E}\), das Ion ist trigonal-pyramidal wie Ammoniak.
Dreiatomige Teilchen ohne Wasserstoff: 16 Valenzelektronen ergeben ein lineares Teilchen, 17 bis 20 ein gewinkeltes.
Lineare Teilchen
Linear wird ein Teilchen, wenn das Zentralatom genau zwei Domänen und kein freies Paar trägt. Die beiden Domänen liegen sich gegenüber, der Winkel beträgt 180°. Typisch sind Zentralatome mit zwei Doppelbindungen oder mit einer Einfach- und einer Dreifachbindung. Der Schlüssel ist, dass eine Mehrfachbindung nur als eine Domäne zählt.
Welche Teilchen linear sind, wird im Examen gerne gefragt; sicher können solltest du diese 16-Elektronen-Teilchen und Ketten:
- Kohlendioxid \(\ce{O=C=O}\) und Kohlenstoffdisulfid \(\ce{S=C=S}\)
- Distickstoffmonoxid \(\ce{N2O}\) mit der Atomfolge N, N, O und freiem Mittelatom
- die Pseudohalogenid-Ionen Azid \(\ce{N3-}\), Cyanat \(\ce{OCN-}\) und Thiocyanat \(\ce{SCN-}\)
- Blausäure \(\ce{H-C#N}\), Ethin (Acetylen) \(\ce{H-C#C-H}\) und Dicyan \(\ce{N#C-C#N}\)
Bei Ethin und Dicyan hat jedes Kohlenstoffatom zwei Domänen. Deshalb ist die ganze Kette gerade. Das entspricht der sp-Hybridisierung.
Ein freies Paar am Zentralatom knickt das Teilchen. Kohlendioxid und Schwefeldioxid haben dieselbe Formelart \(\mathrm{AB_2}\). Der Schwefel in \(\ce{SO2}\) trägt aber ein freies Paar, denn das Molekül hat 18 statt 16 Valenzelektronen.
Auch Moleküle mit zwei Zentralatomen, die freie Paare tragen, sind nicht gerade. In Wasserstoffperoxid \(\ce{H-O-O-H}\) ist jeder Sauerstoff vom Typ \(\mathrm{AB_2E_2}\) und damit gewinkelt. In Hydrazin \(\ce{H2N-NH2}\) ist jeder Stickstoff pyramidal umgeben wie im Ammoniak. Ozon ist ebenfalls gewinkelt, wie der nächste Abschnitt zeigt.
Gewinkelte und pyramidale Teilchen
Gewinkelt sind dreiatomige Teilchen mit mindestens einem freien Paar am Zentralatom. Dahinter steckt entweder Typ \(\mathrm{AB_2E}\) mit trigonal-planarer oder Typ \(\mathrm{AB_2E_2}\) mit tetraedrischer Anordnung.
| Teilchen | Valenzelektronen | Typ am Zentralatom | Winkel |
|---|---|---|---|
| \(\ce{H2S}\) | 8 | \(\mathrm{AB_2E_2}\) | 92° |
| \(\ce{OF2}\) | 20 | \(\mathrm{AB_2E_2}\) | 103° |
| \(\ce{SO2}\) | 18 | \(\mathrm{AB_2E}\) | 119° |
| \(\ce{O3}\) | 18 | \(\mathrm{AB_2E}\) | 117° |
| \(\ce{NO2-}\) | 18 | \(\mathrm{AB_2E}\) | 115° |
| \(\ce{NO2}\) | 17 | \(\mathrm{AB_2}\) plus ein ungepaartes Elektron | 134° |
Im Radikal \(\ce{NO2}\) beansprucht ein einzelnes Elektron weniger Platz als ein Paar. Der Winkel öffnet sich daher über 120°, bleibt aber deutlich unter 180°.
Trigonal-pyramidal sind Moleküle vom Typ \(\mathrm{AB_3E}\), etwa \(\ce{NH3}\) und \(\ce{PCl3}\). Das Zentralatom bildet die Spitze einer flachen Pyramide, die drei Nachbaratome ihre Grundfläche. Das freie Paar zeigt von der Grundfläche weg.
\(\ce{NH3}\) und \(\ce{BF3}\) haben beide drei Bindungspartner. Ammoniak trägt zusätzlich ein freies Paar und ist deshalb pyramidal, \(\ce{BF3}\) hat keins und ist planar.
Trigonal-planare Teilchen
Drei Domänen ohne freies Paar ergeben ein gleichseitiges Dreieck mit 120°. Das Zentralatom liegt mit seinen drei Partnern in einer Ebene. Dazu gehören \(\ce{BF3}\) und \(\ce{BCl3}\), deren Bor nur ein Elektronensextett besitzt. Ebenso planar sind das Carbonat-Ion \(\ce{CO3^2-}\) und das Nitrat-Ion \(\ce{NO3-}\). Im Nitrat umgeben drei Sauerstoffatome den Stickstoff gleichmäßig, weil sich die Doppelbindung über Mesomerie auf alle drei verteilt.
Auch monomeres \(\ce{SO3}\) ist trigonal-planar. Der Zusatz ist nötig: Festes Schwefeltrioxid bildet Ringe und Ketten, in denen der Schwefel tetraedrisch von vier Sauerstoffatomen umgeben ist.
Das planare Gerüst bleibt erhalten, wenn Protonen an die Sauerstoffatome treten. In Borsäure \(\ce{B(OH)3}\), Kohlensäure \(\ce{OC(OH)2}\) und Salpetersäure \(\ce{HNO3}\) liegen Zentralatom und die drei O-Atome in einer Ebene. Phosphonsäure \(\ce{H3PO3}\) verhält sich anders. Ihr Phosphor trägt neben drei Sauerstoffatomen ein direkt gebundenes H-Atom, die Formel lautet also \(\ce{HPO(OH)2}\). Mit vier Domänen ist der Phosphor tetraedrisch umgeben, P und O liegen nicht in einer Ebene.
Quiz
Aussage 1
Ozon \(\ce{O3}\) ist gewinkelt, weil das mittlere Sauerstoffatom ein freies Elektronenpaar trägt.
Ozon hat 18 Valenzelektronen und ist am Zentralatom vom Typ \(\mathrm{AB_2E}\), der Winkel liegt bei etwa 117°.
Aussage 2
In Phosphonsäure \(\ce{H3PO3}\) liegen das Phosphoratom und die drei Sauerstoffatome wie in Salpetersäure in einer Ebene.
Phosphonsäure ist \(\ce{HPO(OH)2}\) mit einer P–H-Bindung. Der Phosphor hat vier Domänen und ist tetraedrisch umgeben.
Aussage 3
Das Thiocyanat-Ion \(\ce{SCN-}\) ist ein lineares Teilchen.
Mit 16 Valenzelektronen trägt der zentrale Kohlenstoff zwei Domänen ohne freies Paar, der Winkel beträgt 180°.
Aussage 4
Hydrazin \(\ce{H2N-NH2}\) besitzt wie Ethin Bindungswinkel von 180°.
Jeder Stickstoff in Hydrazin trägt ein freies Paar und ist pyramidal umgeben wie in Ammoniak. Linear ist dagegen Ethin.
Aussage 5
Im Nitrit-Ion \(\ce{NO2-}\) sind die Elektronenpaare am Stickstoff tetraedrisch angeordnet.
Der Stickstoff hat nur drei Domänen (zwei Bindungen, ein freies Paar). Die Anordnung ist trigonal-planar, das Ion gewinkelt.
Aussage 6
Im Wassermolekül sind die vier Elektronenpaare am Sauerstoff tetraedrisch angeordnet, der H–O–H-Winkel beträgt etwa 104,5°.
Wasser ist \(\mathrm{AB_2E_2}\): pseudotetraedrische Anordnung, die zwei freien Paare drücken den Winkel leicht unter 109,5°.
Aussage 7
Phosphortrichlorid \(\ce{PCl3}\) ist wie \(\ce{BCl3}\) trigonal-planar gebaut.
\(\ce{PCl3}\) ist \(\mathrm{AB_3E}\) und damit trigonal-pyramidal. Nur \(\ce{BCl3}\) ohne freies Paar ist planar.
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