VSEPR-Modell

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Das VSEPR-Modell (Abkürzung für englisch valence shell electron pair repulsion, deutsch Valenzschalen-Elektronenpaar-Abstoßung), auch EPA-Modell (Elektronenpaarabstoßungs-Modell) oder ursprünglich VEPR-Theorie (englisch valence electron pair repulsion theory), führt die räumliche Gestalt eines Moleküls auf die abstoßenden Kräfte zwischen den Elektronenpaaren der Valenzschale zurück.

VSEPR-Modelle
für zwei und drei Elektronenpaare

Das Modell wird nach seinen Entwicklern auch Gillespie-Nyholm-Theorie genannt.

Die abgeleiteten Regeln[Bearbeiten]

Aus dem VSEPR-Modell ergeben sich folgende Regeln für Moleküle des Typs AXn:[1]

  • Die Elektronenpaare des Zentralatoms (A), d. h. des Atoms im Zentrum des Moleküls, ordnen sich so an, dass der Abstand zwischen ihnen möglichst groß wird.
  • Die freien Elektronenpaare (hier mit E symbolisiert) in einem Molekül vom Typ AXnEm beanspruchen mehr Raum als die bindenden Elektronenpaare und führen somit zu einer Vergrößerung der Winkel X-A-E und einer Verkleinerung der Winkel X-A-X.
  • Einzelne freie Elektronen in Radikalen nehmen weniger Raum ein als freie Elektronenpaare.
  • Größere Elektronegativitätsdifferenzen zwischen A und X vermindern damit den Raumbedarf der entsprechenden Bindung.
  • Mehrfachbindungen beanspruchen mehr Raum als Einfachbindungen, wobei der Platzbedarf mit der Bindungsordnung steigt.
Für die Bestimmung der groben Molekülstruktur werden jedoch nur die Sigma-Bindungen herangezogen, d. h. Mehrfachbindungen werden hier wie Einfachbindungen behandelt.
  • Kleinere Zentralatome bzw. größere negativ polarisierte Liganden bewirken eine starke sterische und elektronische Abstoßungskraft, die die eines freien Elektronenpaars übertreffen kann.

Vorhersagen bei freien Elektronenpaaren am Zentralatom[Bearbeiten]

Wenn keine freien Elektronenpaare am Zentralatom vorhanden sind, können Molekülstrukturen recht einfach durch Abzählen der „Reste“ vorhergesagt werden.

Dennoch lässt sich auch die Betrachtung von Verbindungen mit einem oder mehreren stereochemisch aktiven, freien Elektronenpaaren näherungsweise schematisieren. Dazu werden diese - ähnlich wie Bindungspartner - als Pseudoliganden behandelt und mit dem griechischen Buchstaben „ψ“ gekennzeichnet. So gelangt man zur Pseudostruktur des jeweiligen Moleküls.

Beispiel: das Sauerstoffatom des Wassermoleküls, an welches zwei Wasserstoffatome kovalent gebunden sind (X = 2), weist zwei freie Elektronenpaare auf (E = 2). Daraus ergibt sich eine Anzahl von # = 2 + 2 = 4 Pseudoliganden und somit eine tetraedrische Pseudostruktur, die als ψ2-Tetraeder beschrieben werden kann. Indem nun die freien Elektronenpaare „weggedacht“ werden, bleibt die in diesem Fall gewinkelte Realstruktur zurück, die nur durch die Atomkerne beschrieben wird.

Ein Beispiel für ein ψ1-Tetraeder, d. h. mit nur einem freien Elektronenpaar, ist das Ammoniak-Molekül NH3.

# Molekültypen * Beispiel Ψ - Struktur ** Realstruktur *** Winkel
1 AX1E0-2D.png
AX1
H2 AX1E0-3D-balls.png
linear
AX1E0-3D-balls.png
linear
180°
2 AX2E0-2D.png
AX2
BeCl2
CO2
AX2E0-3D-balls.png
linear
Linear-3D-balls.png
linear
180°
AX1E1-2D.png
AX1E1
AX1E1-3D-balls.png
linear
AX1E0-3D-balls.png
linear
180°
3 AX3E0-side-2D.png
AX3
BF3
NO3
CO32−
AX3E0-3D-balls.png
trigonal planar
Trigonal-3D-balls.png
trigonal planar
120°
AX2E1-2D.png
AX2E
SO2
O3
NO2
AX2E1-3D-balls.png
trigonal planar
Bent-3D-balls.png
gewinkelt
ca. 115°
AX1E2-2D.png
AX1E2
AX1E2-3D-balls.png
trigonal planar
AX1E0-3D-balls.png
linear
180°
4 AX4E0-2D.png
AX4
CH4
SO42− PO43−
ClO4
AX4E0-3D-balls.png
tetraedrisch
Tetrahedral-3D-balls.png
tetraedrisch
109,5°
AX3E1-2D.png
AX3E
NH3
PCl3
AX3E1-3D-balls.png
tetraedrisch
Pyramidal-3D-balls.png
trigonal-pyramidal
ca. 107°
AX2E2-2D.png
AX2E2
H2O AX2E2-3D-balls.png
tetraedrisch
Bent-3D-balls.png
gewinkelt
ca. 104°
AX1E3-2D.png
AX1E3
HCl AX1E3-3D-balls.png
tetraedrisch
AX1E0-3D-balls.png
linear
180°
5 AX5E0-2D.png
AX5
PCl5 Trigonal-bipyramidal-3D-balls.png
trigonal-bipyramidal
Trigonal-bipyramidal-3D-balls.png
trigonal-bipyramidal
120° / 90°
AX4E1-2D.png
AX4E
SF4, SCl4 AX4E1-3D-balls.png
trigonal-bipyramidal
Seesaw-3D-balls.png
"Wippe", bisphenoidal
ca. 175° / 110°
AX3E2-2D.png
AX3E2
ClF3 AX3E2-3D-balls.png
trigonal-bipyramidal
T-shaped-3D-balls.png
T-förmig
ca. 87,5°
AX2E3-2D.png
AX2E3
XeF2 AX2E3-3D-balls.png
trigonal-bipyramidal
Linear-3D-balls.png
linear
180°
6 AX6E0-2D.png
AX6
SF6 AX6E0-3D-balls.png
oktaedrisch (=quadratisch-bipyramidal,
trigonal-antiprismatisch)
Octahedral-3D-balls.png
oktaedrisch (=quadratisch-bipyramidal,
trigonal-antiprismatisch)
90°
AX5E1-2D.png
AX5E
ClF5 AX5E1-3D-balls.png
oktaedrisch (=quadratisch-bipyramidal,
trigonal-antiprismatisch)
Square-pyramidal-3D-balls.png
quadratisch-pyramidal
ca. 85°
AX4E2-2D.png
AX4E2
XeF4 AX4E2-3D-balls.png
oktaedrisch (=quadratisch-bipyramidal,
trigonal-antiprismatisch)
Square-planar-3D-balls.png
quadratisch-planar
90°
7 AX7E0-2D.png
AX7
IF7 AX7E0-3D-balls.png
pentagonal-bipyramidal
Pentagonal-bipyramidal-3D-balls.png
pentagonal-bipyramidal
90° / 72°
AX6E1-2D.png
AX6E
[XeOF5] AX6E1-3D-balls.png
pentagonal-bipyramidal
Pentagonal-pyramidal-3D-balls.png
pentagonal-pyramidal
ca. 90° / ca. 72°
AX5E2-2D.png
AX5E2
XeF5 AX5E2-3D-balls.png
pentagonal-bipyramidal
Pentagonal-planar-3D-balls.png
pentagonal-planar
72°
8 AX8 IF8 tetragonal-antiprismatisch tetragonal-antiprismatisch 78° / 73°

Anmerkungen:

* Keilstrichformel mit Zentralatom: A, Liganden: X und Elektronenpaar: E
** nicht gebundene Elektronenpaare (blass gelb) als gedachte Bindungspartner
*** reale räumliche Anordnung der Atome

Grenzen der Anwendbarkeit[Bearbeiten]

Das VSEPR-Modell lässt sich auf Moleküle anwenden, bei denen die an das Zentralatom gebundenen Reste (Atome oder Atomgruppen) nicht allzu groß werden und keine spezifischen Wechselwirkungen aufeinander ausüben.

Nicht oder nur eingeschränkt anwendbar ist sie auf Übergangsmetallverbindungen. Vielfach stimmen jedoch auch bei einfachen Molekülen die Bindungswinkel nicht mit dem Modell überein. Für Verbindungen mit delokalisierten Elektronen kann die Anwendung des Modells ebenfalls mit Schwierigkeiten verbunden sein, hier ist die Hinzuziehung der Molekülorbitaltheorie notwendig.

Literatur[Bearbeiten]

Weblinks[Bearbeiten]

Einzelnachweise[Bearbeiten]

  1.  Arnold Fr. Holleman, Egon Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. Gruyter, 1995, ISBN 3-11-012641-9, S. 136 und 315.