Hast Du schon einmal versucht, mehrere Luftballons aneinander zu knoten? Dann ist Dir sicher aufgefallen, wie diese ihre Anordnung ändern, je mehr Du hinzufügst. Zunächst stehen sich die ersten beiden Luftballons gegenüber, mit einem maximalen Winkel zwischen den beiden Mittelpunkten von 180°. Beim nächsten sind die drei Luftballons in einer Ebene angeordnet, mit einem Winkel zwischen den Mittelpunkten von etwa 120°.
Und so ähnlich wie das im Großen funktioniert, läuft es auch im Kleinen mit chemischen Molekülen ab. Es gibt da bloß ein paar wenige Details, die noch zusätzlich ins Spiel kommen. Die hierfür entwickelte Theorie aus der Chemie ist das VSEPR-Modell, worüber Du in diesem StudySmarter Original lernen wirst.
VSEPR-Modell Erklärung
Die Grundidee lag während der Entwicklung darin, dass man zunächst die Elektronenpaare in den Valenzschalen aller Atome in einer Verbindung betrachtete. Dabei gab es ein Zentralatom, dessen Valenzelektronenpaare in einem maximalen Abstand voneinander räumlich angeordnet werden sollten.
Ein Zentralatom befindet sich in der Mitte eines Moleküls.
Das hatte den Hintergrund, dass so die Abstoßung zwischen den Valenzelektronen der Bindungspartner minimiert wird. Daher übrigens auch der Name valence shell electron pair repulsion (VSEPR) oder Elektronenpaarabstoßungs-Modell (EPA-Modell).
Die Valenzschalen sind die äußersten Gebiete, an denen sich die Elektronen eines Atoms mit einer gewissen Wahrscheinlichkeit befinden können. Die Begründer Gillespie und Nyholm nutzten das Pauli-Prinzip, um ihre Theorie direkt zu stützen.
Gemäß dem Pauli-Prinzip müssen sich zwei Elektronen in demselben Orbital mindestens in einer Quantenzahl unterscheiden. Das kann dann logischerweise nur noch der Spin sein.
Solltest Du mit all diesen Begriffen aus der Orbitaltheorie nichts anfangen können, schau doch mal in unser StudySmarter Original zu diesem Thema.
In anderen Worten gesagt, ist die Aufenthaltswahrscheinlichkeit von zwei Valenzelektronen mit demselben Spin in unmittelbarer Nähe sehr gering. Sie ist allerdings hoch, wenn der Abstand zwischen den Punkten groß ist. So folgerten die beiden, dass die Valenzelektronenpaare des Zentralatoms maximalen Abstand erfahren sollten, um repulsive (abstoßende) Effekte zwischen den Valenzelektronenpaaren zu minimieren.
Diese Tatsachen macht das VSEPR-Modell, anders als etwa die Valenzbindungstheorie, zu einem rein elektrostatischen Modell.
Das VSEPR-Modell, auch EPA-Modell genannt, liefert Vorhersagen über die räumliche Gestalt eines Moleküls. Hierzu wird angenommen, dass sich die Elektronenpaare in der Valenzschale des Zentralatoms mit maximalem Abstand anordnen. Das Ziel hierbei ist es, die Abstoßung zwischen den Valenzelektronen der Bindungspartner zu minimieren.
Allgemeine Schreibweise
Das bereits erwähnte Zentralatom in der Mitte des Moleküls, wird mit einem A abgekürzt. Die Bindungspartner werden kurz mit X und freie Elektronenpaare des Zentralatoms kurz mit E bezeichnet. Die Anzahl an Bindungspartnern m und freien Elektronenpaaren n wird als tiefgestellte Zahl (Index) angegeben. Das sieht dann ganz allgemein so aus:
Die Bindungspartner werden oft auch als Reste, Substituenten oder Liganden bezeichnet.
Ein freies Elektronenpaar ist ein voll besetztes, nichtbindendes Molekülorbital.
Bindungswinkel
Der Bindungswinkel (X-A-X) beschreibt in der Chemie den Winkel von einem Zentralatom zu zwei Bindungspartnern. Wie bereits erwähnt, soll dieser nach dem VSEPR-Modell maximiert werden. Nehmen wir uns Methan (CH4) als Beispiel vor. Die vier Wasserstoffe sind um das zentrale Kohlenstoffatom in einer Dreieckspyramide (Tetraeder) angeordnet. Der Bindungswinkel liegt hier bei 109,5° und ist auch als Tetraederwinkel bekannt.
VSEPR-Modell Regeln
Für Moleküle des Typsgilt:
- Die Elektronenpaare in der Valenzschale des Zentralatoms ordnen sich so an, dass der Abstand größtmöglich ist.
- Die freien Elektronenpaare E befinden sich im Feld nur eines Atomkerns. So beanspruchen sie einen größeren Raum als die bindenden Elektronenpaare. Diese befinden sich nämlich im Feld von zwei Atomkernen. In der Konsequenz nimmt der Bindungswinkel ab.
- Ist X stark elektronegativer als A, ziehen sie die Elektronenpaare stärker an sich und vermindern den Raumbedarf.
- Mehrfachbindungen beanspruchen mehr Raum als Einfachbindungen. Das hat eine Verkleinerung der Bindungswinkel der übrigen Einfachbindungen zur Folge.
Die Elektronegativität misst die Fähigkeit eines Atoms, die Elektronen innerhalb einer Bindung an sich heranzuziehen. Mehr über das Thema erfährst du in unserem StudySmarter Original
Mehrfachbindungen sind Doppel- oder Dreifachbindungen.
VSEPR-Modell Übersicht
Die räumliche Anordnung der Valenzelektronenpaare hängt von der Anzahl an m + n ab. Hieraus resultieren die in der folgenden Tabelle aufgelisteten Raumgeometrien. Durch vereinfachte Betrachtungen ist das VSEPR-Modell auch auf Moleküle mit freien Elektronenpaaren, Mehrfachbindungen und unterschiedlichen Bindungspartnern anwendbar. Diese werden nämlich praktisch wie zusätzliche, normale Bindungen behandelt. Das führt dann zu den sogenannten realen Molekülgeometrien.
VSEPR-Modell Tabelle
Tabelle 1 gibt Dir eine vollständige Übersicht über alle räumlichen Anordnungen der Punkte auf einer Kugel um das Zentralatom in Abhängigkeit der Elektronenpaare des Zentralatoms. Zudem siehst Du in Tabelle 1 die reale Molekülgestalt in Abhängigkeit des Molekültyps, so wie die Bindungswinkel und eine Liste von Beispielen aus der Chemie.
| Anzahl Elektronenpaare | Raumgeometrie der Elektronenpaare | Molekültyp | Molekül-geometrie | Bindungswinkel | Beispielmoleküle |
| 2 | linear | AX2 | linear | 180° | CO₂, BeCl2 |
| 3 | trigonal-planar | AX3 | trigonal-planar (dreieckig) | 120° | BF3, NO3- |
| AX2E | gewinkelt | ca. 115° | SnCl2 |
| 4 | tetraedrisch | AX4 | tetraedrisch | 109,5° | CH4 |
| AX3E | trigonal-pyramidal | ca. 107° | NH3 |
| AX2E2 | gewinkelt | ca. 104,5° | H₂O |
| AXE3 | linear | 180° | HCl |
| 5 | trigonal-bipyramidal | AX5 | trigonal-bipyramidal | 120° & 90° | PCl5, SbCl5 |
| AX4E | tetraedrisch verzerrt | 175° & 110° | SF4, SeF4 |
| AX3E2 | T-förmig | ca. 87,5° | BrF3 |
| AX2E3 | linear | 180° | XeF2 |
| 5 | quadratisch-pyramidal | AX5 | quadratisch-pyramidal | ca. 85° | SbF5 |
| 6 | oktaedrisch | AX6 | oktaedrisch | 90° | SF6, TeF6 |
| AX5E | quadratisch-pyramidal | ca. 85° | ClF5, IF5 |
| AX4E2 | quadratisch-planar | 90° | I2Cl6, XeF4 |
| 7 | pentagonal-bipyramidal | AX7 | pentagonal-bipyramidal | 90° & 72° | IF7 |
| AX6E | pentagonal-pyramidal | ca. 90° & ca. 72° | XeF6 |
| AX5E2 | pentagonal-planar | 72° | XeF5- |
Tabelle 1: Übersicht des VSEPR-Modells
Vorhersagen bei freien Elektronenpaaren
Freie Elektronenpaare können nach dem VSEPR-Modelle annähernd wie imaginäre Bindungspartner betrachtet werden, in dem Sinne, dass sie selbst auch einen gewissen Raum in Anspruch nehmen. Dieser ist sogar größer als bei den tatsächlichen Atomen, wodurch diese abgestoßen werden. Infolgedessen nimmt der Bindungswinkel ab. Das zeigt auch der Bindungswinkel (H-O-H = 104,5°) von Wasser, der vom klassischen Tetraederwinkel abweicht.
Zuvor wurde ja gesagt, dass Einfachbindungen und Mehrfachbindungen (Zweifach- oder Dreifachbindung) bei der Betrachtung eines Moleküls gleichzubehandeln sind. In der Tat beanspruchen diese aber mehr Raum als Einfachbindungen, was einen kleineren Bindungswinkel durch "Stauchen" des Moleküls zur Folge hat. Verstärkt wird dieser Effekt durch weitere freie Elektronenpaare in der Umgebung.
Bei einem Bindungswinkel von 180° zwischen Elektronenpaaren sind die Wechselwirkungen gering. Beträgt der Bindungswinkel aber 90°, sind die Wechselwirkungen stark. Am stärksten sind sie zwischen zwei freien Elektronenpaaren. Dann kommt die Wechselwirkung zwischen einem freien Elektronenpaar und einem Bindungselektronenpaar. Die schwächste Wechselwirkung gibt es zwischen zwei bindenden Elektronenpaaren.
Grenzen der Anwendbarkeit
Dass alle Elektronenpaare als gleichwertig betrachtet werden, bedeutet, dass Unterschiede in den Energieniveaus und der Ausrichtung der Orbitale nicht berücksichtigt werden. Das Modell kommt an seine Grenzen, wenn die an das Zentralatom gebundenen Reste zu groß werden. Das alles bedeutet, dass sie für die Übergangsmetallverbindungen, Mehrfachbindungen und delokalisierte Elektronen erweitert oder abgewandelt werden muss. Hierbei spielt die Molekülorbitaltheorie, ein quantenmechanisches Modell der Chemie, eine große Rolle.
Übergangsmetallverbindungen beinhalten Elemente aus den Nebengruppen.
Eine letzte wichtige Anmerkung fehlt bislang noch. Die Striche des VSEPR-Modells machen den Eindruck, es stellen reale Bindungen in den Molekülen dar. In der Realität ist nicht jede Bindung in der Chemie eine kovalente Bindung zwischen zwei Atomkernen (Fachsprache: Zwei-Zentren-Zwei-Elektronen-Bindung, 2Z2E-Bindung).
Tatsächlich binden Valenzelektronen von Atomen mehrere benachbarte Atome in einem Molekül aneinander. Solche Bindungen werden Mehrzentrenbindungen genannt, denn sie erstrecken sich meist über alle Atome des gesamten Stoffes. Sie bilden dabei sogenannte delokalisierte Orbitale. Dennoch ist das VSEPR-Modell praktisch, denn es liefert anschauliche Molekülstrukturen für eine Vielzahl an Beispielen.
Orbitale sind Räume, in denen die Aufenthaltswahrscheinlichkeit von Elektronen hoch ist.
VSEPR-Modell Übung
Zum Abschluss gibt es jetzt noch ein Beispielmolekül, an dem das VSEPR-Modell einmal vollständig durch gearbeitet wird. Das Molekül aus der Chemie heißt Chlortrifluorid und hat die Summenformel ClF3. Das Chlor ist hierbei Zentralatom mit sieben Valenzelektronen.
Wegen der drei "Bindungen" zu Fluor verbleiben zwei freie Elektronenpaare. Chlortrifluorid ist also ein Molekül vom Typ AX3E2. Werden die freien Elektronenpaare wie übliche Bindungen behandelt, dann bietet sich die trigonale Bipyramide als Raumgeometrie an, doch die Wechselwirkungen zwischen den freien und den bindenden Elektronenpaaren ist so zu hoch.
Der Grund ist der Bindungswinkel der freien EP zu den Valenzelektronen der Fluoratome von 90°, was starke Wechselwirkungen bedeutet. Dieser besteht in dieser Anordnung ganze sechs Male. Besser wird das gelöst in der T-förmigen Anordnung, wo es diesen Winkel nur vier Mal gibt, nämlich in der Ebene. Hinzu kommen zwei 90° Winkel zwischen den Fluoratomen, die allerdings schwächer zu bewerten sind.
Die T-förmige Anordnung sorgt dafür, dass die beiden freien Elektronenpaare in einem Winkel von etwa 180° zueinander stehen und somit geringe Wechselwirkungen voneinander erfahren. Die übrigen Fluoratome sind in einem T angeordnet, mit zwei von ihnen in der Ebene mit den freien Elektronenpaaren. Diese Anordnung der Fluoratome ist stabiler als die in einer trigonalen Ebene mit den Elektronenpaaren ober- und unterhalb davon.
Jetzt, wo Du weißt, welche Anordnung beim Chlortrifluorid die stabilste ist, fallen Dir vielleicht noch andere Möglichkeiten ein? Versuch's doch einfach mal auf einem Blatt Papier!
Nachweise
- Riedel, Janiak (2015). Anorganische Chemie. DeGruyter
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