EL-MO Elemente und Moleküle, Schulbuch

VSEPR-Modell – Bindungswinkel 2.5 Der räumliche Aufbau von Molekülen 40 40 Abb. 040–2: Mögliche Bindungswinkel in einfachen Molekülen Nicht nur die Information ist wichtig, welches Atom im Molekül an welchem „angehängt“ ist, sondern man benötigt auch die Information über die exakte räumliche Anordnung der Atome im Molekül. Zur Lösung dieses Problems entwickelten die Chemiker R. Gillespie und R.S. Ny- holm 1956 ein einfaches Modell, das auch bei komplizierten Molekülen mit ex- perimentellen Befunden übereinstimmt. Valenzschalenelektronenpaarabstoßungsmodell VSEPR Die Modellbezeichnung gibt gleichzeitig die Modellregeln an. Die Valenzelekt- ronenpaare ordnen sich mit einem größtmöglichen Abstand um das Atom an. Auch freie Elektronenpaare zählen zu den „Valenzelektronen“. Freie Elektronen- paare haben sogar einen etwas größeren Raumbedarf als bindende Elektronen- paare, die sich ja im Einflussbereich von zwei Kernen befinden. Mehrfachbindungen werden durch 2 oder 3 bindende Elektronenpaare gebildet. Da diese Elektronenpaare zwischen denselben Atomen liegen, können sie sich nicht weit voneinander entfernen. Sie wirken daher auf weitere Elektronenpaa- re in Bezug auf den Platzbedarf wie eine Einfachbindung. Der Bindungswinkel Als Bindungswinkel bezeichnet man den Abstand zwischen zwei Bindungs- partnern ausgehend von einem Zentralatom (Abb 40–1). Der Winkel zu einem freien Elektronenpaar kann nicht gemessen werden. Bei den Strukturformeln gibt man allerdings auch die freien Elektronenpaare räumlich richtig an. Von der Anzahl der Elektronenpaare zum Bindungswinkel Ausgehend von der Oktettregel sind 4 Elektronenpaare sehr häufig. Die 4 Elektronenpaare des Zentralatoms ordnen sich in die Ecken eines um das Zentralatom gedachten Tetraeders mit einem Bindungswinkel von ca. 109° an. CH 4 , NH 3 und H 2 O besitzen alle vier Elektronenpaare. Der Bindungswinkel ist aber bei H 2 O kleiner als bei CH 4 , da es zwei nichtbindende Elektronenpaare mit einem größeren Platzbedarf besitzt. In der schulischen Praxis ist es zumeist ausreichend die Strukturen als Tetraeder bei CH 4 , als Pyramide bei NH 3 und als gewinkelt bei H 2 O zu beschreiben (Abb. 40–2). Durch Mehrfachbindungen ergibt sich die Möglichkeit von drei Elektronenpaa- ren ausgehend vom Zentralatom. Hier erfolgt eine Orientierung in der Ebene mit einem Bindungswinkel von 120°. Allerdings treten auch bei Mehrfachbin- dungen Abweichungen vom „Idealwinkel“ auf, aber es ist zumeist ausreichend das Molekül als trigonal planar bei SO 3 und als gewinkelt bei SO 2 zu beschreiben. Bei 2 Elektronenpaaren ergibt sich immer eine lineare Anordnung mit einem Bindungswinkel von 180°. Verbindungen mit mehreren Zentralatomen Bei vielen Molekülen kann man den Bindungswinkel von unterschiedlichen Zentralatomen ausgehend bestimmen. Als Zentralatome bezeichnet man alle Atome, die mehr als eine Bindung eingehen. Es können daher eventuell auch unterschiedliche Bindungswinkel in einem Molekül auftreten (Abb. 40–3). Moleküle mit Oktettregelüberschreitung Bei Molekülen mit Oktettregelüberschreitungen können mehr als 4 Elektronen- paare auftreten. 5 Elektronenpaare ordnen sich zu einer trigonalen Bipyramide, 6 Elektronenpaare zu einem Oktaeder (Abb. 40–4). Bindungswinkel Zentral- atom Bindungspartner 2 Bindungspartner 1 Abb. 040–4: Oktettregel-Überschreitung Cl P Cl Cl Cl Cl S F F F F F F Abb. 040–3: Verbindung mit mehreren Zentralatomen 120° H 2 CO 3 Zentral- atom 1 108° Zentral- atom 2 Zentral- atom 3 Abb. 040–1: Bindungswinkel Gib alle Bindungswinkel in folgenden Molekülen an: a) NOCl b) N 2 H 4 c) HCN d) C 2 H 2 e) C 2 H 6 O (2 Möglichkeiten) f) SF 6 g) HBrO 2 h) H 2 SO 4 i) H 3 PO 4 Üb Übung 40.1 C H H H H N H H H O H H C O H H S O O C O O Bindungs- partner Bindungs- partner Bindungs- partner Bindungswinkel ca. 180 ° Bindungswinkel ca. 120 ° Aufbau: linear gestreckt Aufbau: trigonal-planar Aufbau: gewinkelt Bindungswinkel ca. 109 ° Aufbau: pyramidal Aufbau: tetraedrisch Aufbau: gewinkelt 4 3 2 Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv