10.1: VSEPR-Theorie und die Grundformen

Überblick über die VSEPR-Theorie

Die Valenzschalen-Elektronenpaar-Abstoßungstheorie (VSEPR-Theorie) ermöglicht es uns, die Molekülstruktur, einschließlich der ungefähren Bindungswinkel um ein Zentralatom, eines Moleküls anhand einer Untersuchung der Anzahl von Bindungen und freien Elektronenpaaren in seiner Lewis-Struktur vorherzusagen. Das VSEPR-Modell geht davon aus, dass Elektronenpaare in der Valenzschale eines Zentralatoms eine Anordnung annehmen, die die Abstoßungen zwischen diesen Elektronenpaaren minimiert, indem der Abstand zwischen ihnen maximiert wird. Die Elektronen in der Valenzschale eines Zentralatoms bilden entweder bindende Elektronenpaare, die sich hauptsächlich zwischen gebundenen Atomen befinden, oder freie Elektronenpaare. Die elektrostatische Abstoßung dieser Elektronen wird verringert, wenn die verschiedenen Bereiche hoher Elektronendichte möglichst weit voneinander entfernt liegen.

Die VSEPR-Theorie sagt die Anordnung der Elektronenpaare um jedes Zentralatom und normalerweise die korrekte Anordnung der Atome in einem Molekül voraus. Wir sollten jedoch verstehen, dass die Theorie nur Abstoßungen von Elektronenpaaren berücksichtigt. An der endgültigen Anordnung, die Atome in einer bestimmten Molekülstruktur annehmen, sind auch andere Wechselwirkungen wie Kern-Kern-Abstoßungen und Kern-Elektron-Anziehungen beteiligt.

Anwendung der VSEPR-Theorie

Mit der VSEPR-Theorie lässt sich die Struktur von Molekülen vorhersagen. Lassen Sie uns zum Beispiel die Struktur eines gasförmigen CO₂-Moleküls vorhersagen. Die Lewis-Struktur von CO₂ (Abbildung 1) zeigt nur zwei Elektronengruppen um das zentrale Kohlenstoffatom. Mit zwei Bindungsgruppen und keinen freien Elektronenpaaren am Zentralatom sind die Bindungen so weit wie möglich voneinander entfernt, und die elektrostatische Abstoßung zwischen diesen Bereichen hoher Elektronendichte wird auf ein Minimum reduziert, wenn sie sich auf gegenüberliegenden Seiten des Zentralatoms befinden . Der Bindungswinkel beträgt 180°.

Die folgende Tabelle zeigt Elektronenpaargeometrien, die die Abstoßungen zwischen Regionen mit hoher Elektronendichte (Bindungen und/oder freie Elektronenpaare) minimieren. Zwei Bereiche mit Elektronendichte um ein Zentralatom in einem Molekül bilden eine lineare Geometrie; drei Regionen bilden eine trigonale planare Geometrie; vier Regionen bilden eine tetraedrische Geometrie; Fünf Regionen bilden eine trigonale bipyramidale Geometrie und sechs Regionen bilden eine oktaedrische Geometrie.

	BeF2	BF3	CH4	PCl5	SF6
Number of electron regions	2	3	4	5	6
Electron region geometry	Linear; 180° angle	Trigonal planar; all angles 120°	Tetrahedral; all angles 109.5°	Trigonal bipyramidal, angles 90° or 120°.	Octahedral; all angles 90° or 180°.
Spatial arrangement

Tabelle 1. Die von der VSEPR-Theorie vorhergesagten grundlegenden Elektronenpaargeometrien maximieren den Raum um jeden Bereich der Elektronendichte (Bindungen oder freie Elektronenpaare).

Dieser Text wurde adaptiert von Openstax, Chemistry 2e, Section 7.6: Molecular Structure and Polarity.

Die Valenzschalen-Elektronenpaar-Abstoßung oder VSEPR-Theorie dient als Werkzeug zur Vorhersage der Molekularstruktur. Sie geht davon aus, dass die negativ geladenen Elektronengruppen, bei denen es sich um Elektronen handeln kann, die an einer Einfachbindung, Mehrfachbindungen oder freien Elektronenpaaren beteiligt sind, sich gegenseitig abstoßen und versuchen, den größtmöglichen Abstand voneinander zu halten, um die Abstoßungen zu minimieren. Stellen Sie sich eine Reihe von Ballons vor, die miteinander verbunden sind.

Jeder Ballon richtet sich so weit wie möglich vom anderen aus. Die Molekülgeometrie wird durch die Anordnung verschiedener Elektronengruppen um das Zentralatom herum bestimmt. Berylliumfluorid hat zwei Elektronengruppen um das Zentralatom herum.

Gemäß VSEPR wird die minimale Abstoßung zwischen diesen Elektronengruppen durch eine maximale Trennung erreicht. Der Bindungswinkel beträgt also hundertachtzig Grad, und die Molekülform ist linear. Bortrifluorid hat drei Elektronengruppen um das zentrale Boratom.

Die Abstoßung zwischen diesen Gruppen kann durch die Annahme eines Bindungswinkels von einhundertzwanzig Grad minimiert werden. Die VSEPR-Theorie sagt voraus, dass das Molekül eine trigonal–plantare Geometrie aufweist. Im Fall von Methan gibt es vier Elektronengruppen, die das zentrale Kohlenstoffatom umgeben.

Sie sind am weitesten entfernt, wenn der Bindungswinkel 109, 5 Grad beträgt und das Molekül eine dreidimensionale Tetraeder-Geometrie annimmt. Wenn fünf Ballons aneinander gebunden sind, wird die maximale Trennung erreicht, wenn sich die drei Ballons in einer Ebene befinden und die restlichen zwei auf beiden Seiten der Ebene platziert werden. Phosphorpentachlorid hat fünf Elektronengruppen um das Zentralatom herum.

Die drei äquatorialen Chloratome sind durch den Bindungswinkel von 120 Grad getrennt und nehmen eine trigonal-planare Anordnung an. Jeweils ein Chloratom befindet sich oberhalb und unterhalb der Ebene. Der Winkel zwischen dem äquatorialen und dem axialen Chlor beträgt 90 Grad.

Das Molekül weist eine trigonal-bipyramidale Geometrie auf In Schwefelhexafluorid gibt es sechs Elektronengruppen um das Schwefelatom herum. Die vier Gruppen nehmen eine einzige Ebene ein. Die beiden anderen Gruppen liegen auf beiden Seiten dieser Ebene.

Die Geometrie des Moleküls ist oktaedrisch. Alle Bindungen sind äquivalent und die Bindungswinkel betragen 90 Grad. Diese Beispiele zeigen, dass zwei bis sechs bindende Elektronengruppen um das Zentralatom herum zu fünf molekularen Grundformen führen linear, trigonal-planar, tetraedrisch, trigonal-bipyramidal und oktaedrisch