Molekülform

Wir verwenden Lewis-Strukturen zusammen mit der Valenzschalen-Elektronenpaar-Abstoßungstheorie, um die Strukturen von Molekülen vorherzusagen. Die Idee dahinter ist, dass sich Elektronen in gefüllten Orbitalen gegenseitig abstoßen, weil sie die gleiche Ladung haben (so wie sich Magnete mit der gleichen Polarität abstoßen).

1. Alle Elektronenpaare, sowohl Bindungspaare als auch einsame Paare, sind wichtig, um die Form eines Moleküls zu bestimmen.
2. Bindungspaare sind kleiner als einsame Paare, weil es zwei positiv geladene Kerne gibt, die sie anziehen.
3. Einfachbindungen sind kleiner als Doppelbindungen und Doppelbindungen sind kleiner als Dreifachbindungen.
4. Wenn ein Zentralatom (A) von verschiedenen Atomen (B und C) im Molekül ABxCy umgeben ist, können die relativen Größen von B und C die Struktur des Moleküls beeinflussen.

Der erste Schritt besteht darin, die beste Lewis-Struktur des Moleküls zu konstruieren. Schauen wir uns einige Beispiele an: CH4, NH3, BH3

Die Elektronenpaare am Zentralatom werden so angeordnet, dass ihr Abstand zu den anderen maximiert wird. Zwei Paare sind immer 180 Grad voneinander entfernt, in einer linearen Anordnung. Drei Paare sind in einer trigonalen Anordnung um 120 Grad voneinander entfernt. Vier Paare sind in einem Tetraeder angeordnet, mit einem Abstand von 109 Grad. Bei 5 Elektronenpaaren gibt es zwei mögliche Anordnungen: trigonal bipyramidal (90- und 120-Grad-Winkel) und quadratisch pyramidal (90-Grad-Winkel). Die trigonale Bipyramide hat die niedrigste Energie, aber die quadratische Pyramidenstruktur kommt ihr recht nahe und ist ebenfalls wichtig. Wenn es 6 Elektronenpaare gibt, besetzen sie die Spitzen eines Oktaeders (90-Grad-Winkel).

Methan und Ammoniak haben beide 4 Elektronenpaare, die in einem Tetraeder angeordnet sind. Nur drei dieser Paare sind bei Ammoniak an ein anderes Atom gebunden. Boran hat 3 Elektronenpaare und muss trigonal sein.

Koordinationsgeometrie

Sowohl bindende als auch nichtbindende Elektronenpaare bestimmen die Struktur, aber wir benennen die Geometrie von Molekülen nach der Anordnung der Atome.

Elektronenpaare	0 einsame Paare	1 einsames Paar	2 einsame Paare	3 einsame Paare
2 e- Paare	linear	linear	keine	keine
3 e- Paare	trigonal	gebogen	linear	keine
4 e- Paare	tetraedrisch	trigonal pyramidal	gebogen	linear
5 e- Paare	trigonal bipyramidal	disphenoidal	T-förmig	linear
6 e- Paare	oktaedrisch	quadratisch pyramidal	quadratisch planar	T-förmig

Die tatsächlichen Bindungswinkel sind in der Regel von den idealisierten Winkeln in den obigen Bildern verzerrt, da nicht alle Bindungen und nicht bindenden Elektronenpaare die gleiche „Größe“ haben.

Einzelpaare >Dreifachbindung >Doppelbindung >Einfachbindung
Auch die Atome, die an ein Zentralatom gebunden sind, machen einen Unterschied. In CH2I2 sind die I-Atome viel größer als die H-Atome, und der H-H-Winkel ist kleiner als die idealen 109 Grad, während der I-I-Winkel größer ist.
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