Molekülformen (VSEPR)

Die Bindungen im Methan stehen im Winkel von 109.5° zueinander, im Ammoniak 107° und im Wasser 104.5°. Alle haben vier Elektronenpaare um das Zentralatom.

Binde vier Luftballons an ihren Hälsen zusammen, und sie ordnen sich von selbst an: Sie zeigen zu den Ecken eines Tetraeders, so weit voneinander entfernt wie möglich. Elektronenpaare um ein Atom machen etwas sehr Ähnliches. Sie sind alle negativ geladen, stoßen sich ab und verteilen sich so, dass die Abstoßung möglichst klein wird. Die Form eines Moleküls ergibt sich daraus, wo die Paare landen.

Diese Idee heißt Elektronenpaarabstoßungsmodell, kurz VSEPR (nach dem englischen Namen), und Ronald Gillespie und Ronald Nyholm haben sie 1957 ausgearbeitet. Um sie anzuwenden, zählst du die Bereiche mit Elektronendichte um das Zentralatom. Eine Einfach-, Doppel- oder Dreifachbindung zählt jeweils als ein Bereich, weil alle ihre Elektronen in dieselbe Richtung zeigen. Ein freies Elektronenpaar, also ein Elektronenpaar, das zum Atom gehört, aber nicht in einer Bindung steckt, zählt ebenfalls als ein Bereich.

Zwei, drei und vier Bereiche

Zwei Bereiche zeigen in entgegengesetzte Richtungen, 180° voneinander entfernt, und ergeben ein lineares Molekül. Kohlenstoffdioxid, O=C=O, hat zwei Doppelbindungen und keine freien Elektronenpaare am Kohlenstoff, also ist es eine gerade Linie. Drei Bereiche verteilen sich in einem flachen Dreieck mit 120°: trigonal-planar. Jedes Kohlenstoffatom im Ethen hat drei Bereiche (zwei C-H-Bindungen und die C=C-Doppelbindung), und das ganze Molekül ist flach; der gemessene H-C-H-Winkel beträgt 117.6°, nahe am Idealwert. Vier Bereiche zeigen zu den Ecken eines Tetraeders mit 109.5°. Methan ist das Lehrbuchbeispiel.

Freie Elektronenpaare drücken den Winkel zusammen

Auch Ammoniak und Wasser haben vier Bereiche um das Zentralatom, aber einige davon sind freie Elektronenpaare. Stickstoff in NH₃ hat drei Bindungen und ein freies Elektronenpaar; Sauerstoff in H₂O hat zwei Bindungen und zwei freie Elektronenpaare. Ein freies Elektronenpaar wird nur von einem Kern festgehalten. Es breitet sich deshalb nah an diesem Atom aus und drückt stärker auf die benachbarten Bindungen als ein bindendes Paar. Die Bindungen werden zusammengedrückt. Im Ammoniak schließt sich der H-N-H-Winkel von 109.5° auf etwa 107°; im Wasser mit zwei freien Elektronenpaaren schließt sich der H-O-H-Winkel weiter auf 104.5°.

Der Name der Form beschreibt, wo die Atome sind, nicht die freien Elektronenpaare. Ammoniak heißt trigonal-pyramidal, eine flache Pyramide mit Stickstoff an der Spitze. Wasser heißt gewinkelt. Schalte im Modell „Freie Elektronenpaare“ ein, dann siehst du die unsichtbare vierte Ecke des Ammoniak-Tetraeders und die beiden, die den Tetraeder beim Wasser vervollständigen. Das Modell zeichnet sie als gelbe Keulen mit zwei kleinen Punkten für die Elektronen; echte freie Elektronenpaare sind Ladungswolken ohne scharfe Ränder.

Größere Moleküle haben mehr als ein Zentrum, und du wendest auf jedes dieselben Regeln an. Im Ethan hat jedes Kohlenstoffatom vier Einfachbindungen, jedes Kohlenstoffatom ist also tetraedrisch, und das Molekül verläuft im Zickzack durch den Raum. Im Methanol, CH₃OH, ist der Kohlenstoff tetraedrisch, und der Sauerstoff mit zwei Bindungen und zwei freien Elektronenpaaren ist gewinkelt wie der Sauerstoff im Wasser. Benzol ist der umgekehrte Fall: Jedes seiner sechs Kohlenstoffatome hat drei Bereiche, also liegen alle zwölf Atome flach in einem Sechseck mit 120°-Winkeln. Wähle jedes davon im Modell aus und betrachte es von der Kante, um das zu prüfen.