Valenzschalen-Elektronenpaar-Abstoßungstheorie

Die Valenzschalen-Elektronenpaar-Abstoßungstheorie (VSEPR) ist ein molekulares Modell zur Vorhersage der Geometrie der Atome, aus denen ein Molekül besteht, bei dem die elektrostatischen Kräfte zwischen den Valenzelektronen eines Moleküls um ein zentrales Atom herum minimiert werden.

Die Theorie ist nach den beiden Wissenschaftlern, die sie entwickelt haben, auch als Gillespie-Nyholm-Theorie bekannt. Laut Gillespie ist das Pauli-Ausschlussprinzip für die Bestimmung der Molekülgeometrie wichtiger als der Effekt der elektrostatischen Abstoßung.

Nach der VSEPR - Theorie ist das Methan (CH₄) Molekül ist ein Tetraeder, weil sich die Wasserstoffbrückenbindungen gegenseitig abstoßen und sich gleichmäßig um das zentrale Kohlenstoffatom verteilen.

Verwendung von VSEPR zur Vorhersage der Geometrie von Molekülen

Sie können keine Molekülstruktur verwenden, um die Geometrie eines Moleküls vorherzusagen, obwohl Sie die Lewis-Struktur verwenden können. Dies ist die Grundlage für die VSEPR-Theorie. Die Valenzelektronenpaare sind natürlich so angeordnet, dass sie so weit wie möglich voneinander entfernt sind. Dies minimiert ihre elektrostatische Abstoßung.

Nehmen Sie zum Beispiel BeF₂. Wenn Sie die Lewis-Struktur für dieses Molekül betrachten, sehen Sie, dass jedes Fluoratom von Valenzelektronenpaaren umgeben ist, mit Ausnahme des einen Elektrons, das jedes Fluoratom an das zentrale Berylliumatom gebunden hat. Die Fluorvalenzelektronen ziehen sich so weit wie möglich auseinander oder um 180 °, wodurch diese Verbindung eine lineare Form erhält.

Wenn Sie ein weiteres Fluoratom zu BeF hinzufügen₃, das am weitesten voneinander entfernte Valenzelektronenpaar ist 120 °, wodurch eine trigonale planare Form entsteht.

Doppel- und Dreifachbindungen in der VSEPR-Theorie

Die Molekülgeometrie wird durch die möglichen Positionen eines Elektrons in einer Valenzhülle bestimmt, nicht durch die Anzahl der vorhandenen Valenzelektronenpaare. Um zu sehen, wie das Modell für ein Molekül mit Doppelbindungen funktioniert, betrachten Sie Kohlendioxid, CO₂. Während Kohlenstoff vier Bindungselektronenpaare hat, gibt es in diesem Molekül nur zwei Stellen, an denen Elektronen vorhanden sind (in jeder der Doppelbindungen mit Sauerstoff). Die Abstoßung zwischen den Elektronen ist am geringsten, wenn sich die Doppelbindungen auf gegenüberliegenden Seiten des Kohlenstoffatoms befinden. Dies bildet ein lineares Molekül mit einem Bindungswinkel von 180 °.

Ein anderes Beispiel ist das Carbonation CO₃^2-. Wie bei Kohlendioxid gibt es vier Valenzelektronenpaare um das zentrale Kohlenstoffatom. Zwei Paare stehen mit Sauerstoffatomen in Einfachbindung, während zwei Paare Teil einer Doppelbindung mit einem Sauerstoffatom sind. Dies bedeutet, dass es drei Orte für Elektronen gibt. Die Abstoßung zwischen Elektronen wird minimiert, wenn die Sauerstoffatome ein gleichseitiges Dreieck um das Kohlenstoffatom bilden. Daher sagt die VSEPR-Theorie voraus, dass das Carbonation eine trigonale planare Form mit einem Bindungswinkel von 120 ° annehmen wird.

Ausnahmen zur VSEPR-Theorie

Die Valenzschalen-Elektronenpaar-Abstoßungstheorie sagt nicht immer die korrekte Geometrie von Molekülen voraus. Beispiele für Ausnahmen sind:

• Übergangsmetallmoleküle (z. B. CrO₃ ist trigonal bipyramidal, TiCl₄ ist tetraedrisch)
• ungerade Elektronenmoleküle (CH₃ ist eher planar als trigonal pyramidal)
• eine AXT₂E₀ Moleküle (z.B. CaF₂ hat einen Verklebungswinkel von 145 °)
• eine AXT₂E₂ Moleküle (z. B. Li₂O ist eher linear als gebogen
• eine AXT₆E₁ Moleküle (z. B. XeF₆ ist eher oktaedrisch als fünfeckig pyramidenförmig)
• eine AXT₈E₁ Moleküle

Quelle

R.J. Gillespie (2008), Coordination Chemistry Reviews vol. 252, S. 1315-1327, "Fünfzig Jahre VSEPR-Modell"