Didaktik der Chemie / Universität Bayreuth

Stand: 27.10.15


VSEPR-Konzept

Vortrag von Benjamin Past im Rahmen der "Übungen im Vortragen mit Demonstrationen" - AC, WS 2013/2014


Gliederung:


Einführung. Dr. H. J. van't Hoff veröffentliche 1877 eine wissenschaftliche Arbeit über die Lage der Atome im Raum. Da zu dieser Zeit noch nicht viel über den räumlichen Bau von Molekülen bekannt war, war seine Arbeit relativ spektakulär.


Abb. 1: Die Lagerung der Atome im Raume [2]

Auf die Publikation folgte eine harsche Kritik:

"Ein Dr. H. J. van't Hoff, an der Tierarzneischule zu Utrecht angestellt, findet, wie es scheint, an exakter chemischer Forschung keinen Geschmack. Er hat es bequemer erachtet, den Pegasus zu besteigen (offenbar der Tierarzneischule entlehnt) und sicher 'la chimie dans l'espace' zu verkünden, wie ihm auf dem durch kühnen Flug erklommenen chemischen Parnass der Atome im Weltraume gelagert erschienen sind... Es ist bezeichnend für die heutige kritikarme und Kritik hassende Zeit, dass zwei so gut wie unbekannte Chemiker, der eine von einer Tierarzneischule, der andere von einem landwirtschaftlichen Institute, die höchsten Probleme der Chemie, welche wohl niemals gelöst werden, speziell die Frage nach der räumlichen Lagerung der Atome, mit einer Sicherheit beurteilen und deren Beantwortung mit einer Dreistigkeit unternehmen, welche den wirklichen Naturforscher geradezu in Staunen setzt." [3]

Allerdings wissen wir heute relativ genau, wie die meisten Moleküle aufgebaut sind. Eines der Modelle, zum Abschätzen des räumlichen Baus von Molekülen ist das VSEPR-Konzept.


1 VSEPR-Konzept

1.1 Veröffentlichung

Das Modell wurde 1957 von Ronald Gillespie und Ronald Nyholm veröffentlicht. VSEPR steht für "Valence Shell Electron Pair Repulsion". Es handelt sich um ein empirisches Modell zur Abschätzung des räumlichen Baus von Molekülen unter Berücksichtigung bestimmter Grundlagen.

1.2 Grundlage des Konzepts:

  1. Nach dem Lewis-Konzept der Valenzelektronenpaare (VEP) unterscheidet man bindende VEP in Einfach- oder Mehrfachbindungen, sowie freie VEP, die an keiner Bindung teilhaben.
  2. VEP haben eine negative Ladung und stoßen sich daher voneinander ab. Das führt dazu, dass die VEP einen möglichst großen Abstand zueinander einnehmen.
  3. Der Raumbedarf von VEPs sinkt mit steigender Elektronegativität des Liganden. Je elektronegativer ein Ligand ist, desto stärker zieht dieser die Bindungselektronen an und vermindert dadurch den Raumbedarf der VEP. Der Raumbedarf ist maximal für freie VEP.
  4. Mehrfachbindungen behandelt man bezüglich der Abstoßung als ein VEP, da die Unterschiede zu Einfachbindungen vernachlässigbar gering sind.
  5. Im Normalfall wird eine Umgebung von vier VEP pro Atom angestrebt, da hier die besonders stabile Edelgaskonfiguration vorliegt. Außerhalb der ersten und zweiten Periode ist Oktettaufweitung möglich.

2 Idealfälle ohne freie VEP

Im Fall, dass das Zentralatom keine freien VEP besitzt würden sich für je n Liganden folgende Strukturen ergeben.


Abb. 2: Räumlicher Bau von Molekülen ohne freie VEP


3 Einfluss freier VEP auf den Bindungswinkel

Vergleicht man nun den Idealfall ohne freie VEPs mit einem Molekül, das ein freies VEP besitzt, wird beobachtet, dass das freie VEP mehr Raumbedarf hat als ein Ligand. Dieser Effekt führt dann dazu, dass der Bindungswinkel zwischen den Liganden verringert wird.

Abb. 3: Bindungswinkel ohne freies VEP Abb. 4: Einfluss eines freien VEPs (hellblau) auf den Bindungswinkel

Am Beispiel von Schwefeltetrafluorid besitzt das Zentralatom vier Liganden und ein freies Valenzelektronenpaar. Im Idealfall ohne VEPs, ist eine trigonal-bipyramidale Struktur, mit einem Winkel von 180° zwischen zwei gegenüberliegenden Liganden zu erwarten. Das freie VEP hat allerdings mehr räumlichen Bedarf als die Fluoratome und "drückt" somit auf den Winkel, welcher dann schrumpft. In Folge dessen verändert sich auch der Winkel zwischen benachbarten Liganden. Dadurch nähert sich Schwefeltetrafluorid entfernt an eine planare Struktur an. Diese Eigenschaften lassen sich durch das VSEPR-Konzept zwar vorhersagen und erklären, allerdings ist eine exakte Berechnung der Bindungswinkel nicht im Konzept enthalten.


Abb. 5: Schwefeltetrafluorid


4 Anwendbarkeit und Grenzen des Modells

Das VSEPR-Kozept lässt sich gut auf Moleküle anwenden, bei denen die Liganden relativ weit voneinander entfernt sind. Bei großen Liganden, mit mehr als einem Atom kommt es zu Wechselwirkungen zwischen den einzelnen Liganden. Dies führt zu Abweichungen von den, mit dem Konzept vorhergesagten Strukturen.

Bei Molekülen mit delokalisierten Elektronen, vor allem bei Aromaten wie Benzol, kann man ohne Rückgriff auf Valencebond- oder MO- Betrachtungen keine Vorhersagen über den räumlichen Bau machen. Die Wechselwirkungen zwischen den beteiligten Atomen wirken sich stark auf den räumlichen Bau dieser Moleküle aus.

Es gibt außerdem Moleküle, für die man keine eindeutige Valenzstrichformel zeichnen kann. z.B. Cl2O. Hier ist Chlor an den relativ elektronegativen Sauerstoff gebunden und somit wird Oktettaufweitung möglich. Die Chloratome können nun 4 oder 5 VEPs haben. Die Zahl der freien VEP ist nicht eindeutig bestimmbar und eine Vorhersage über die Struktur nicht möglich.

Betrachtet man folgende Erdalkalifluoride: MgF2, CaF2, SrF2, BaF2, so erwartet man eine lineare Konfiguration, weil die Fluoratome eine stark negative Partialladung besitzt. Allerdings sind die Moleküle stark gewinkelt: ε(MgF2)=158°, ε(CaF2)=140°, ε(SrF2)=108°, ε(BaF2)=100°. Um diese Tatsache zu erklären benötigt man eine verfeinerte theoretische Betrachtung und muss die d-Orbitale mit einbeziehen.

Ein weiteres Problem bei der Anwendung des VSEPR-Konzepts stellen Verbindungen mit Mehrfachbindungen dar, da es schwer festzulegen ist, wie viele der vorhandenen VEPs frei und wie viele bindend sind. Das Modell eignet sich außerdem nur um grobe Abschätzungen über den Molekülbau zu machen oder zu erklären warum ein bestimmter Aufbau vorliegt. Genaue Berechnungen über Bindungswinkel und -längen kann das Modell nicht liefern.


5 Literatur:

  1. Ahlrichs, R.: Gillespie- und Pauling-Modell - ein Vergleich. Chemie in unserer Zeit, 14, 1980, 18.
  2. http://media.dwds.de/dta/images/hoff_atome_1877/
    hoff_atome_1877_0011_800px.jpg , 16.1.2015
  3. Kolbe, J.H.: Journal für die praktische Chemie, 15, 1877, 474-476.

E-Mail: Walter.Wagner ät uni-bayreuth.de, Stand: 27.10.15