VSEPR-Modell

Das VSEPR-Modell (Abkürzung für englisch valence shell electron pair repulsion, deutsch Valenzschalen-Elektronenpaar-Abstoßung), auch EPA-Modell (Elektronenpaarabstoßungs-Modell) oder ursprünglich VEPR-Theorie (englisch valence electron pair repulsion theory), führt die räumliche Gestalt eines Moleküls auf die abstoßenden Kräfte zwischen den Elektronenpaaren der Valenzschale zurück.

Das Modell wird nach seinen Entwicklern auch Gillespie-Nyholm-Theorie genannt.

Die abgeleiteten Regeln

Aus dem VSEPR-Modell ergeben sich folgende Regeln für Moleküle des Typs AX_n:^[1]

Die Elektronenpaare der Valenzschale des Zentralatoms (A), d. h. des Atoms im Zentrum des Moleküls, ordnen sich so an, dass der Abstand zwischen ihnen möglichst groß wird.
Die freien Elektronenpaare (hier mit E symbolisiert) in einem Molekül vom Typ AX_nE_m beanspruchen mehr Raum als die bindenden Elektronenpaare und führen somit zu einer Vergrößerung der Winkel X-A-E und einer Verkleinerung der Winkel X-A-X.
Einzelne freie Elektronen in Radikalen nehmen weniger Raum ein als freie Elektronenpaare.
Größere Elektronegativitätsdifferenzen zwischen A und X vermindern damit den Raumbedarf der entsprechenden Bindung.
Mehrfachbindungen beanspruchen mehr Raum als Einfachbindungen, wobei der Platzbedarf mit der Bindungsordnung steigt.

Für die Bestimmung der groben Molekülstruktur werden jedoch nur die Sigma-Bindungen herangezogen, d. h., Mehrfachbindungen werden hier wie Einfachbindungen behandelt.

Kleinere Zentralatome bzw. größere negativ polarisierte Liganden bewirken eine starke sterische und elektronische Abstoßungskraft, die die eines freien Elektronenpaars übertreffen kann.

Vorhersagen bei freien Elektronenpaaren am Zentralatom

Wenn keine freien Elektronenpaare am Zentralatom vorhanden sind, können Molekülstrukturen recht einfach durch Abzählen der „Reste“ vorhergesagt werden.

Dennoch lässt sich auch die Betrachtung von Verbindungen mit einem oder mehreren stereochemisch aktiven, freien Elektronenpaaren näherungsweise schematisieren. Dazu werden diese – ähnlich wie Bindungspartner – als Pseudoliganden behandelt und mit dem griechischen Buchstaben „ψ“ (Psi) gekennzeichnet. So gelangt man zur Pseudostruktur des jeweiligen Moleküls.

Beispiel: Das Sauerstoffatom des Wassermoleküls, an welches zwei Wasserstoffatome kovalent gebunden sind (X = 2), weist zwei freie Elektronenpaare auf (E = 2). Daraus ergibt sich eine Anzahl von # = 2 + 2 = 4 Pseudoliganden und somit eine tetraedrische Pseudostruktur (Strukturtyp), die als ψ²-Tetraeder beschrieben werden kann. Indem nun die freien Elektronenpaare „weggedacht“ werden, bleibt die in diesem Fall gewinkelte Realstruktur (Molekülstruktur) zurück, die nur durch die Atomkerne beschrieben wird.

Ein Beispiel für ein ψ¹-Tetraeder, d. h. mit nur einem freien Elektronenpaar, ist das Ammoniak-Molekül NH₃.

#	Molekültypen ^a	Beispiel	Ψ – Struktur / Pseudostruktur ^b	Realstruktur ^c	Winkel ^d
1	AX₁	H₂	linear	linear
2	AX₂	BeCl₂ CO₂	linear	linear	180°
2	AX₁E₁	CO	linear	linear
3	AX₃	BF₃ NO₃⁻ CO₃²⁻	trigonal planar	trigonal planar	120°
	AX₂E	SO₂ O₃ NO₂⁻	trigonal planar	gewinkelt	ca. 115°
	AX₁E₂		trigonal planar	linear
4	AX₄	CH₄ SO₄²⁻ PO₄³⁻ ClO₄⁻	tetraedrisch	tetraedrisch	109,5°
	AX₃E	NH₃ PCl₃	tetraedrisch	trigonal-pyramidal	ca. 107°
	AX₂E₂	H₂O	tetraedrisch	gewinkelt	ca. 104°
	AX₁E₃	HCl	tetraedrisch	linear
5	AX₅	PCl₅	trigonal-bipyramidal	trigonal-bipyramidal	120° / 90°
	AX₄E	SF₄, SCl₄	trigonal-bipyramidal	"Wippe", bisphenoidal	ca. 175° / 110°
	AX₃E₂	ClF₃	trigonal-bipyramidal	T-förmig	ca. 87,5°
	AX₂E₃	XeF₂	trigonal-bipyramidal	linear	180°
6	AX₆	SF₆	oktaedrisch (=quadratisch-bipyramidal, trigonal-antiprismatisch)	oktaedrisch (=quadratisch-bipyramidal, trigonal-antiprismatisch)	90°
	AX₅E	ClF₅	oktaedrisch (=quadratisch-bipyramidal, trigonal-antiprismatisch)	quadratisch-pyramidal	ca. 85°
	AX₄E₂	XeF₄	oktaedrisch (=quadratisch-bipyramidal, trigonal-antiprismatisch)	quadratisch-planar	90°
7	AX₇	IF₇	pentagonal-bipyramidal	pentagonal-bipyramidal	90° / 72°
	AX₆E	[XeOF₅]⁻	pentagonal-bipyramidal	pentagonal-pyramidal	ca. 90° / ca. 72°
	AX₅E₂	XeF₅⁻	pentagonal-bipyramidal	pentagonal-planar	72°
8	AX₈	IF₈⁻	tetragonal-antiprismatisch	tetragonal-antiprismatisch	78° / 73°

Anmerkungen:

^a

Keilstrichformel mit Zentralatom: A, Liganden: X und Elektronenpaar: E

^b

nicht gebundene Elektronenpaare (blass gelb) als gedachte Bindungspartner

^c

reale räumliche Anordnung der Atome

^d

Winkel zwischen Liganden und Zentralatom X–A–X

Grenzen der Anwendbarkeit

Das VSEPR-Modell lässt sich auf Moleküle anwenden, bei denen die an das Zentralatom gebundenen Reste (Atome oder Atomgruppen) nicht allzu groß werden und keine spezifischen Wechselwirkungen aufeinander ausüben.

Nicht oder nur eingeschränkt anwendbar ist sie auf Übergangsmetallverbindungen. Vielfach stimmen jedoch auch bei einfachen Molekülen die Bindungswinkel nicht mit dem Modell überein. Für Verbindungen mit delokalisierten Elektronen kann die Anwendung des Modells ebenfalls mit Schwierigkeiten verbunden sein, hier ist die Hinzuziehung der Molekülorbitaltheorie notwendig.

Literatur

Reinhart Ahlrichs: Gillespie‐ und Pauling‐Modell — ein Vergleich. In: Chemie in unserer Zeit. Band 14, Nr. 1, 1980, S. 18–24, doi:10.1002/ciuz.19800140104.
Ronald J. Gillespie, Edward A. Robinson: Models of molecular geometry. In: Chemical Society Reviews. Band 34, Nr. 5, 2005, S. 396–407, doi:10.1039/B405359C.
R. J. Gillespie, I. Hargittai: The VSEPR Model of Molecular Geometry. 8. Aufl., Allyn & Bacon, Boston 1991, ISBN 978-0-205-12369-8.

Weblinks

Wikibooks: Allgemeine und Anorganische Chemie/ Struktur von Molekülen – Lern- und Lehrmaterialien

Einzelnachweise

↑ A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 1995, ISBN 3-11-012641-9, S. 136.

[1] A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 1995, ISBN 3-11-012641-9, S. 136.

[1]