VSEPR-Modell
Was ist das VSEPR-Modell und wie wendest du es an? Das erklären wir dir jetzt!
Inhaltsübersicht
VSEPR-Modell einfach erklärt
Das VSEPR-Modell (auch: Elektronenpaarabstoßungsmodell, EPA-Modell ) beschreibt die räumliche Gestalt eines Moleküls basierend auf der Annahme, dass Elektronenpaare der Valenzschale sich voneinander abstoßen. So formt sich der energetisch günstigste Zustand des Moleküls. VSEPR steht dabei für die englische Bezeichnung „Valence Shell Electron Pair Repulsion“.
Das Modell wurde von Ronald Gillespie und Ronald Nyholm entwickelt und wird aus diesem Grund auch als Gillespie-Nyholm-Theorie bezeichnet. Wenn du das Thema noch schneller verstehen willst, sieh dir unser Video dazu an!
VSEPR-Modell Regeln
Aus dem VSEPR-Modell ergeben sich abgeleitete Regeln, wobei folgende Abkürzungen verwendet werden:
A: Zentralatom
B: bindende Elektronenpaare
E: freie Elektronenpaare
- In Molekülen des Typs ABn ordnen sich die Elektronenpaare der Valenzschale mit größtmöglichem Abstand zueinander an.
Beispiel: CH4 erreicht in tetraedrischer Form die günstigste Raumstruktur.
- Die freien Elektronenpaare im Molekültyp ABnEm benötigen mehr Platz als die bindenden Elektronenpaare. Dadurch vergrößert sich der Winkel zwischen den bindenden und den freien Elektronen (B-A-E), wogegen sich der Winkel zwischen den bindenden Elektronen (B-A-B) verkleinert.
Beispiel: H2O hat eine gewinkelte Form durch die 2 freien Elektronenpaare um das Zentralatom (O), die mehr Platz einnehmen (B-A-B).
- Freie Elektronenpaare treten nur in äußersten Grenzfällen im 90°-Winkel miteinander in Wechselwirkung. In den meisten Fällen ist der Winkel und somit der Abstand zueinander größer als 90°.
-
Elektronegative Substituenten ziehen bindende Elektronenpaare (B) stärker an sich heran. Ihr Raumbedarf ist dadurch verringert.
- Mehrfachbindungen benötigen mehr Platz und werden daher wie ein übergroßes Elektronenpaar gewertet. Dabei steigt der Platzbedarf mit der Bindungsordnung. Einzelne Elektronen (Radikale) nehmen hingegen weniger Platz ein als freie Elektronenpaare.
Studyflix vernetzt: Hier ein Video aus einem anderen Bereich
VSEPR-Modell Tabelle
Aus den Regeln ergeben sich nach der VSEPR-Theorie folgende mögliche Kombinationen.
Vorhersagen nach dem VSEPR-Modell
Gibt es keine freien Elektronenpaare am Zentralatom, kannst du die Raumstruktur der Verbindung auch durch Abzählen der „Reste“ näherungsweise darstellen.
Sind freie Elektronenpaare vorhanden, ist es auch möglich, die Molekülgeometrie über die sogenannte Pseudostruktur eines Moleküls herauszufinden. Hierzu betrachtest du die freien Elektronenpaare einfach als einen Bindungspartner.
Beispiel: Das Wassermolekül besteht aus einem Sauerstoffatom, an das zwei Wasserstoffatome kovalent gebunden (B=2) sind. Außerdem verfügt es über zwei freie Elektronenpaare (E=2). Die Summe der bindenden und freien Elektronenpaare ergibt dann B+E=4. Wenn du nun alle Elektronenpaare als gleich groß betrachtest, ergibt sich die Pseudostruktur des Moleküls. Mit 4 Liganden ist das in dem Fall eine tetraedrische Struktur. Beachtest du die tatsächliche Raumbeanspruchung der freien Elektronenpaare und denkst dir nun die zwei freien Elektronenpaare „weg“, bleibt die Realstruktur des Wassermoleküls zurück — sie ist gewinkelt.
Grenzen des VSEPR-Modells
Das VSEPR-Modell hat auch seine Grenzen.
- Es ist nicht anwendbar auf Moleküle, bei denen die Seitengruppen, die an das Zentralatom gebunden sind, zu groß sind.
- Problematisch ist es auch, wenn solche Seitengruppen mit dem Zentralatom oder anderen Substituenten wechselwirken.
- Auf Übergangsmetallverbindungen ist es eingeschränkt oder teilweise gar nicht anwendbar.
VSEPR-Modell — häufigste Fragen
(ausklappen)
VSEPR-Modell — häufigste Fragen
(ausklappen)-
Wie finde ich das Zentralatom, wenn mehrere Atome theoretisch in Frage kommen?Das Zentralatom ist meist das am wenigsten elektronegative Atom, außer Wasserstoff und Halogene. Das liegt daran, dass dieses Atom am ehesten mehrere Bindungen eingeht und Elektronendichte „abgibt“. Zum Beispiel ist in SO₂ das S zentral, nicht das O, weil Sauerstoff elektronegativer ist.
-
Wie zähle ich die Elektronengruppen, wenn das Molekül Resonanzstrukturen hat wie beim Ozon O₃?Du zählst Elektronengruppen immer an einer passenden Lewis-Struktur und wertest Resonanz als gleiches Grundgerüst. Resonanz verschiebt nur die π-Bindung, nicht die Anzahl der Bindungspartner am Zentralatom. Bei O₃ hat das zentrale O zwei Bindungen und ein freies Elektronenpaar, also drei Elektronengruppen.
-
Welche Fehler passieren oft, wenn ich beim Zentralatom freie Elektronenpaare übersehe oder falsch einzeichne?Der häufigste Fehler ist, die Form zu „linear“ oder „planar“ vorherzusagen, obwohl freie Elektronenpaare Winkel verkleinern. Das passiert, weil du dann zu wenige Elektronengruppen zählst und die falsche Pseudostruktur wählst. Zum Beispiel wird NH₃ ohne freies Paar fälschlich trigonal-planar statt trigonal-pyramidal gezeichnet.
-
Wie wende ich VSEPR auf Moleküle mit zwei Zentralatomen an wie bei Hydrazin N₂H₄?Du wendest VSEPR getrennt auf jedes Zentralatom an und kombinierst die Teilgeometrien über die zentrale Bindung. In N₂H₄ hat jedes N drei Bindungen und ein freies Elektronenpaar, also vier Elektronengruppen und eine trigonal-pyramidale Umgebung. Dadurch ist das Gesamtmolekül nicht planar.
-
Warum sagt VSEPR bei Molekülen wie SF₆ oder PF₅ nichts darüber aus, ob das Molekül polar ist?VSEPR sagt nur die Geometrie voraus, aber nicht automatisch die Vektor-Summe der Bindungsdipole. Für Polarität brauchst du zusätzlich Bindungspolaritäten und Symmetrie, damit du sie aufheben kannst oder nicht. SF₆ ist trotz polarer S–F-Bindungen unpolar, weil oktaedrische Symmetrie alle Dipole ausgleicht.
Orbitalmodell
In der Chemie gibt es neben Modellen, die sich mit dem Aufbau von Molekülen beschäftigen auch Modelle, die den Aufbau von Atomen erklären. Ein Beispiel hierfür ist das Orbitalmodell. Sieh dir unser Video dazu an!
