Der räumliche Bau von Molekülen

Die Raumstruktur eines Moleküls ist von zentraler Bedeutung bei der Bestimmung seiner chemischen Reaktivität und seiner physikalischen Eigenschaften. Wasser (H2O) beispielsweise besitzt eine gewinkelte Molekülstruktur, wodurch sich seine spezifischen Eigenschaften als Lösungsmittel erklären. Warum die Raumstruktur von Wasser gewinkelt ist, wird im Folgenden noch näher erklärt.

Die Voraussage der Struktur eines Moleküls erfolgt mithilfe des sogenannten Elektronenpaarabstoßungsmodells beziehungsweise des VSEPR - Modells (engl. valence shell electron pair repulsion). Das Modell beruht auf der grundsätzlichen Aussage, dass sich Elektronenpaare innerhalb eines Moleküls gegenseitig abstoßen und einen Abstand zueinander annehmen, der so groß wie möglich ist. Es ist allerdings nur bei kovalenten Bindungen anwendbar, wie man sie vor allen bei Nichtmetallen antrifft.

Um den räumlichen Bau von Molekülen zu bestimmen, müssen also gewisse Grundvoraussetzungen beachtet werden:

  1. Valenzelektronenpaare ordnen sich so an, dass sie möglichst weit räumlich voneinander getrennt sind, da sie sich abstoßen.
  2. Bindende Elektronenpaare stoßen benachbarte Elektronenpaare etwas schwächer ab als freie. Das bedeutet, dass bei Molekülen, welche freie Valenzelektronenpaare am Zentralatom vorweisen, die Winkel zwischen den bindenden Paaren kleiner sind, als dies bei einem regulären Tetraeder beispielsweise der Fall wäre.
  3. Zur Herleitung der Gestalt eines Moleküls werden Mehrfachbindungen zunächst wie Einfachbindungen behandelt. Aber die Abstoßungskraft einer Mehrfachbindung ist selbstverständlich stärker als die einer Einfachbindung.
  4. Kommen Mehrfachbindungen in einem Molekül vor, so ist keine freie Drehbarkeit um diese Bindungen möglich.

Ermittlung der räumlichen Struktur

Folgendermaßen kann vorgegangen werden, um die räumliche Struktur zu ermitteln:

  1. Aufstellen der Lewis-Formel
  2. Zählen aller gebundenen Atome und aller nicht bindenden Valenzelektronen beziehungsweise Valenzelektronenpaare um das Zentralatom. Die Summe der gebundenen Atome plus der nichtbindenden Paare ergibt die theoretische Anordnung des Moleküls. Mehrfachbindungen werden hier wie Einfachbindungen gezählt.
  3. Die tatsächliche Struktur wird ermittelt, in dem nur die Bindungen der Bindungspartner zum Zentralatom gezählt werden. Die nichtbindenden Valenzelektronenpaare werden nicht berücksichtigt, sind aber relevant für den Winkel der Bindungen zueinander.

BP = Bindungspartner
nBP = nichtbindendes Elektronenpaar

 

Anzahl Bindungen  Theoretische Struktur Praktische Struktur Beispiel
 2 (2 BP) linear linear CO2
3 (3 BP) trigonal planar trigonal planar  CH2O
3 (2 BP + 1 nBP)  trigonal planar  gewinkelt O3
4 (4 BP) tetraedrisch tetraedrisch CH4
4 (3 BP + 1 nBP) tetraedrisch  trigonal pyramidal NH3
4 (2 BP + 2 nBP) tetraedrisch gewinkelt H2O
4 (1 BP + 3 nBP) tetraedrisch linear HCL

Um das Ganze zu verdeutlichen hier 3 Beispiele, deren Grundstruktur alle tetraedrisch ist:

Methan CH4

An das zentrale Kohlenstoff (C) - Atom sind 4 Wasserstoffatome gebunden, es gibt keine freien Valenzelektronen. Dadurch entspricht die Grundstruktur tetraedrisch der tatsächlichen Raumstruktur.

Räumliche Struktur von Methan.

Ammoniak NH3

An das zentrale Stickstoff (N) - Atom sind drei Wasserstoffatome und ein freies Elektronenpaar gebunden.

Um den tatsächlichen räumlichen Bau von einem NH3 - Molekül zu erhalten, muss das freie Elektronenpaar weggedacht werden. Dadurch ergibt sich als räumliche Struktur eine trigonale Pyramide, also eine Pyramide mit dreieckiger Grundseite.

Räumliche Struktur von Ammoniak

Wasser H2O

An das zentrale Sauerstoff (O) - Atom sind zwei Wasserstoffatome und zwei freie Elektronenpaare gebunden.

Wie beim Beispiel vorher müssen die beiden freien Elektronenpaare aus der tetraedrischen Grundstruktur weggedacht werden. Dadurch ergibt sich als tatschliche Struktur die für das Wasser typische gewinkelte Struktur.

Räumliche Struktur von Wasser.