Molekulare Form

Molekulare Form

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

1. Alle Elektronenpaare, sowohl Bindungspaare als auch Einzelpaare, sind wichtig für die Bestimmung der Form eines Moleküls.
2. Bindungspaare sind kleiner als Einzelpaare, da 2 positiv geladene Kerne sie einziehen.
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 in einer linearen Anordnung immer 180 Grad voneinander entfernt. Drei Paare sind in einer trigonalen Anordnung um 120 Grad voneinander entfernt. Vier Paare werden in einem Tetraeder im Abstand von 109 Grad angeordnet. Wenn es 5 Elektronenpaare gibt, gibt es zwei mögliche Anordnungen: trigonal bipyramidal (90 und 120 Grad Winkel) und quadratisch pyramidal (90 Grad Winkel). Trigonal bipyramidal ist die niedrigste Energie, aber die quadratische Pyramidenstruktur ist ziemlich nah und ist auch wichtig. Wenn es 6 Elektronenpaare gibt, besetzen sie die Eckpunkte eines Oktaeders (90-Grad-Winkel).

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

Koordinationsgeometrie

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

Electron Pairs	0 lone pairs	1 lone pair	2 lone pairs	3 lone pairs
2 e- pairs	linear	linear	none	none
3 e- pairs	trigonal	bent	linear	none
4 e- pairs	tetrahedral	trigonal pyramidal	bent	linear
5 e- pairs	trigonal bipyramidal	disphenoidal	T-shaped	linear
6 e- pairs	octahedral	square pyramidal	square planar	T-förmig

Die wahren Bindungswinkel werden normalerweise von den idealisierten Winkeln in den obigen Bildern verzerrt, da alle Bindungen und nichtbindenden Elektronenpaare keine die gleiche „Größe“.

einsame Paare > Dreifachbindung > Doppelbindung > Einfachbindung
Außerdem können Atome, die an eine Zentralatom einen Unterschied machen. Die I-Atome sind viel größer als die H-Atome in CH2I2 und der H-H-Winkel ist kleiner als der ideale 109-Grad, während der I-I-Winkel größer ist.
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