VSEPR Theorie: Tetraeder-Geometrie

Wenn ein zentrales Atom vier Elektronendomänen hat, sagt die VSEPR-Theorie eine tetraedrische Elektronengeometrie mit idealen Bindungswinkeln von 109.5°, voraus und die Molekülform ist tetraedrisch, trigonal pyramidal oder gebogen, je nachdem, wie viele der Domänen einsame Paare sind. Kurz gesagt: CH₄ (no lone pairs) is tetrahedral, , NH₃ (one lone pair) is trigonal pyramidal with a H-N-H angle of about 107°, and H₂O (two lone pairs) is bent with a angle of 104.5°.

Die tetraedrische Anordnung ist die wichtigste in der Chemie: Sie ist die Grundlage der organischen Chemie, der Struktur des Wassers und der Geometrie vieler Ionen wie Ammonium, Sulfat und Phosphat. Dieser Artikel erklärt, warum vier Domänen einen Tetraeder bilden, wie einsame Paare die Form verändern und vergleicht die Bindungswinkel von Methan, Ammoniak und Wasser.

Warum ist ein Tetraeder das beste Arrangement?

Vier Elektronendomänen können auf viele Arten um ein zentrales Atom herum platziert werden. Ein flaches Quadrat würde Winkel von 90°, geben, aber ein Tetraeder, in dem die Atome an vier Ecken einer regelmäßigen Pyramide mit einer dreieckigen Basis sitzen, macht alle Winkel 109.5°,, was die maximal mögliche Trennung ist. Der genaue Wert ist arccos(−1/3) = 109.47°. Ein Tetraeder passt in einen Würfel, mit dem zentralen Atom in der Mitte des Würfels und den vier Atomen an wechselnden Ecken.

Welche Formen können vier Elektronendomänen bilden?

Tetraeder: AX₄

Mit vier Bindungen und kein einsames Paar ist die Form tetraedrisch, mit Winkeln von 109.5°. Beispiele sind CH₄, CCl₄, NH₄⁺, SO₄²⁻, PO₄³⁻ und ClO₄⁻.

Trigonalpyramide: AX₃E

Mit drei Bindungen und einem einsamen Paar bilden die Atome eine Pyramide mit dem zentralen Atom an der Spitze. Beispiele hierfür sind NH₃, PCl₃, H₃O⁺ und ClO₃⁻.

Bent: AX₂E₂

Mit zwei Bindungen und zwei einsamen Paaren wird das Molekül gebogen. Beispiele hierfür sind H₂O, H₂S,, OF₂ und SCl₂.

Wie ändern einsame Paare Bindungswinkel?

Ein einsames Paar wird nur von einem Kern gehalten, so dass seine Elektronenwolke breiter ist und sich mehr ausbreitet als die eines Bindungspaares, das zwischen zwei Kernen gespannt ist. Die Abstoßungsstärke folgt somit der Reihenfolge:

Einzelne Paare – Einzelne Paare > Einzelne Paare – Bindungspaare > Bindungspaare

Jedes Einzelpaar drückt daher die Bindungspaare näher zusammen, und der Bindungswinkel fällt für jedes Einzelpaar um etwa 2 bis 3° unter 109.5°. In Ammoniak, mit einem einsamen Paar, ist der Winkel 106.7°, und in Wasser, mit zwei einsamen Paaren, ist es 104.5°.

Bondwinkel in tetraedrischen Familien

Die Winkel in PH₃ und H₂S liegen nahe bei 90°. Für größere zentrale Atome sind die Bindungen länger, die Bindungspaare weit voneinander entfernt und Bindungen verwenden fast reine p-Orbitale, so dass VSEPR die Winkel in diesen Fällen überschätzt.

Durchgerechnete Beispiele

Beispiel 1: das Ammoniumion

NH₄⁺ hat 5 + 4 − 1 = 8 Valenzelektronen, die vier N-H-Bindungen bilden. Es gibt keine einsamen Paare, daher ist die Form tetraedrisch mit Winkeln von 109.5°.

Beispiel 2: das Hydroniumion

H₃O⁺ hat 6 + 3 − 1 = 8 Valenzelektronen: drei Bindungen und ein Einzelelektronenpaar. Die Notation ist AX₃E und die Form ist trigonal pyramidal, ähnlich wie Ammoniak, mit einem H-O-H-Winkel von etwa 113° in der Gasphase.

Beispiel 3:sulfat

SO₄²⁻ hat vier Elektronendomänen um Schwefel und keine einsamen Paare, so dass die Form tetraedrisch ist. Seine Lewis-Struktur kann mit vier Einzelbindungen oder mit zwei Doppelbindungen gezeichnet werden; in beiden Fällen ist die Geometrie gleich und alle vier S-O-Bindungen sind gleich.

Beispiel 4: Dichlormethan

CH₂Cl₂ ist tetraedrisch, obwohl es kein perfekter Tetraeder ist: Sowohl der Cl-C-Cl-Winkel als auch der H-C-H-Winkel sind etwa 112°. Die C-H- und C-Cl-Bindungen unterscheiden sich in Länge und Polarität, was die idealen Winkel verzerrt, und das Molekül ist polar.

Was ist der Link zur sp³-Hybridisierung?

In der Valenzbindungstheorie mischt das Kohlenstoffatom ein 2s und drei 2p-Orbitale, um vier äquivalente sp³ Hybrid-Orbitale zu bilden, die an den Ecken eines Tetraeders gerichtet sind. Die gleiche Hybridisierung wird für Stickstoff in Ammoniak und Sauerstoff in Wasser verwendet, wo einige der Hybridorbitale einsame Paare halten. Vier Domänen um ein Atom entsprechen immer sp³.

Woher kommt der tetraedrische Kohlenstoff?

Im Jahr 1874 Jacobus van ‘t Hoff und unabhängig, Joseph Le Bel vorgeschlagen, dass die vier Bindungen von Kohlenstoff zeigen in Richtung der Ecken eines Tetraeders. Diese Idee erklärte, warum einige Kohlenstoffverbindungen in zwei Spiegeln existieren-Bildformen und gegründete Stereochemie. Linus Paulings Hybridisierungsmodell von 1931 gab das Quantum-mechanische Erklärung. Van ‘t Hoff erhielt den ersten Nobelpreis für Chemie in 1901,, aber für seine Arbeit über Lösungen und chemische Dynamik.

Welche Fehler treten häufig auf?

• Zeichnen des Tetraeders flach: Die Bondwinkel sind 109.5°, nicht 90°.
• NH₃ tetraedrisch nennen: seine Elektronengeometrie ist tetraedrisch, aber seine molekulare Form ist trigonal pyramidal.
• Ignorieren der Wirkung von einsamen Paaren: Winkel in NH₃ und H₂O sind kleiner als 109.5°.
• Alle tetraedrischen Moleküle als unpolar behandeln: nur symmetrische wie CH₄ und CCl₄ sind unpolar.
• Anwendung der Winkel von Periode-2-Verbindungen auf schwerere Atome: PH₃ und H₂S haben Winkel nahe 90°.