Wiederholung der letzten Vorlesungsstunde:

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1 Wiederholung der letzten Vorlesungsstunde: Hybridisierung, sp3-hybridorbitale, Tetraeder, sp2-hybridorbitale: Dreieck, sp- Hybridorbitale: lineare Anordnung, Oktetterweiterung, Mesomerie/Resonanz Thema heute: Chemische Bindungen, Teil 4, VSEPR Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 189

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3 VSEPR-Theorie Ziel: Einfache Ermittlung von Elektronen-/Molekülstrukturen VSEPR-Methode (Valence Shell Electron Pair Repulsion) Von GILLESPIE und NYHOLM (1957) Rein elektrostatisches Modell, Molekülstruktur ergibt sich aus dem Prinzip der Abstoßung von Elektronenwolken bzw. spinparalleler Elektronen Die VSEPR-Methode gestattet, unter Anwendung einfachster Voraussetzungen, die Molekülstrukturen bis zur Koordinationszahl 6 verhältnismäßig genau vorherzusagen. Sie verzichtet auf den mathematischen Apparat der Quantenchemie und betont die innerelektronische Abstoßung. Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 191

4 Valenzschalen Elektronenpaar Abstoßungs-Modell VSEPR Valence Shell Electron Pair Repulsion Regeln: 1. In Molekülen des Typs AB n ordnen sich die Elektronenpaare in der Valenzschale des Zentralatoms in maximalem Abstand, d. h. im maximalen Abstand auf einer Kugeloberfläche an. 2. Die freien Elektronenpaare (nicht bindenden EP) beanspruchen mehr Raum als die bindenden EP und verringern dadurch die Bindungswinkel. In nicht äquivalenten Strukturen besetzen freie EP die Plätze mit dem größten Raumangebot. 3. Elektronegative Substituenten ziehen bindende EP stärker an sich heran und vermindern damit deren Raumbedarf. 4. Mehrfachbindungen beanspruchen mehr Raum als Einfachbindungen und verringern die Bindungswinkel der Einfachbindungen. Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 192

5 AE 2 (und AX 2 ): Elektronenanordnung und Molekülgestalt: lineare Anordnung, Winkel: 180 Einfachbindungen: BeH 2, BeCl 2 Mehrfachbindungen: CO 2, CH 3 -C C-H, H-C N Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 193

6 AE 3 : dreieckige Elektronenpaaranordnung Type AX 3 : Elektronenpaaranordnung und Molekülgestalt: gleichseitiges, planares Dreieck, Winkel: 120 Einfachbindungen: BF 3 Mehrfachbindungen: SO 3, H 2 C=O, H 2 C=CH 2, Cl 2 C=O Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 194

7 Type AX 2 E: Elektronenpaaranordnung: gleichseitiges planares Dreieck, Winkel: <120, Atomanordnung: gewinkelt Einfachbindungen: SnCl 2 Mehrfachbindungen: SO 2, O 3 (Ozon), NO 2 - Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 195

8 AE 4 : tetraedrische Elektronenpaaranordnung, Winkel 109,5 o AX 4 : Elektronenpaaranordnung und Molekülgestalt: tetraedrisch Einfachbindungen: CH 4, CF 4, [NH 4 ] + Mehrfachbindungen: [SO 4 ] 2-, [PO 4 ] 3-, OPCl 3. SO 2 Cl 2 Typ: AX 3 E: tetraedrische Elektronenpaaranordnung, trigonal-pyramidale Molekülgestalt Einfachbindungen: NH 3, PF 3, AsCl 3 Mehrfachbindungen: [SO 3 ] 2-, SOCl 2 Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 196

9 Elektronenstruktur Molekülstruktur Beispiele AX 2 linear BeCl 2 (g) AX 3 trigonal eben BF 3 AX 2 E gewinkelt SnCl 2 (g) AX 4 tetraedrisch + CH 4, NH 4 AX 3 E trigonal-pyramidal NH 3 AX 2 E 2 gewinkelt H 2 O AX 5 trigonal bipyramidal PF 5 AX 4 E verzerrt SF 4 AX 3 E 2 T-förmig ClF 3 AX 2 E 3 linear - - XeF 2, I 3, ICl 2 AX 6 oktaedrisch 2- SF 6, SiF 6 AX 5 E quadratisch-pyramidal IF 5 AX 4 E 2 quadratisch-planar - XeF 4, ICl 4 Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 197