Valenzstrichformel (nach Lewis). Basierend auf dem Elektronenpaarabstoßungsmodell wird mit einer vereinfachten, planaren Schreibweise versucht, den räumlichen Bau von Molekülen darzustellen.
Die Elektronen der äußeren Hülle kommen in 4 tetraedrisch um den Kern angeordneten Wolken vor, die erst einfach und dann doppelt besetzt werden. Einfach besetzte werden durch einen Punkt, doppelt besetzte durch einen Strich gekennzeichnet; Punkte und Striche werden nicht tetraedrisch sondern rechtwinkelig um das Elementsymbol angeordnet:
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Elektronenpaarabstoßungsmodell
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Anschauliche Darstellung der Enstehung von Verbindungen
Wie kann man mit dem Gillespie–Modell die Geometrie eines Moleküls bestimmen ?
1. Schritt : Die Elektronenpaare bilden einen Polyeder Wo landen die Elektronenpaare eines Atoms, wenn sie sich möglichst weit voneinander entfernen ? Sie kommen an den Ecken eines Polyeders an.
Und was für Polyeder sind das ? Das kommt darauf an, wieviele Elektronenpaare vorhanden sind.
2 Elektronenpaare stehen einander gegenüber. Das Molekül ist linear gebaut. 3 Elektronenpaare zeigen zu den Ecken eines gleichseitigen Dreiecks. 4 Elektronenpaare zeigen zu den Ecken eines Tetraeders. 5 Elektronenpaare zeigen zu den Ecken einer trigonalen Bipyramide. 6 Elektronenpaare zeigen zu den Ecken eines Oktaeders. Bei mehr als 6 Elektronenpaaren gibt es mehrere Möglichkeiten, die nicht ohne Weiteres vorhergesagt werden können.
Datei:Poly tetraeder.gif Datei:Poly trigonalebipy.gif Datei:Poly oktaeder.gif Tetraeder trigonale Bipyramide Oktaeder
2. Schritt : Elektronenpaare in Bindungen und einsame Elektronenpaare unterscheiden sich
Gehören alle Elektronenpaare zu Bindungen (ein Beispiel ist Methan), so befinden sich alle Liganden an den Ecken eines Polyeders um das Zentralatom. Das Methanmolekül ist also tetraedrisch gebaut.
Sind einsame Elektronenpaare vorhanden, befinden sich an den betreffenden Ecken der Polyeder keine Liganden. Die Moleküle von Wasser und Ammoniak sind Beispiele dafür.
Datei:M methan03.gif Datei:M nh3 mit einsam01.gif
Das Methanmolekül hat 4 Bindungen. Das Ammoniakmolekül hat 3 Bindungen
und ein einsames Elektronenpaar.
3. Schritt : Manche Elektronenpaare brauchen mehr Platz als andere Einsame Elektronenpaare brauchen mehr Platz als Bindungen. Dadurch drücken sie die Bindungen etwas zur Seite, und die Polyeder werden verzerrt.
Die Elektronen von Doppel- und Dreifachbindungen befinden sich an der gleichen Stelle des Polyeders, werden also nur einfach gezählt. Sie brauchen aber mehr Platz als Einfachbindungen. Dadurch drücken sie die anderen Bindungen etwas zur Seite, und die Polyeder werden verzerrt.
Ein paar Beispiele:
Datei:F methan.gif Datei:M methan03.gif Methan
Aus der Valenzstrichformel sieht man, dass das Kohlenstoffatom 4 Elektronenpaare hat. Sie gehören alle zu Bindungen, es gibt keine einsamen Elektronenpaare. Die Elektronenpaare befinden sich an den Ecken eines Tetraeders. Also befinden sich auch die Liganden an den Ecken eines Tetraeders.
Datei:F ammoniak.gif Datei:M ammoniak.gif Ammoniak
Wieder sieht man an der Valenzstrichformel, dass das zentrale Stickstoffatom 4 Elektronenpaare hat. Sie befinden sich wieder an den Ecken eines Tetraeders. Nur 3 Elektronenpaare gehören zu Bindungen. Die 3 Wasserstoffatome besetzen also die 3 Positionen an der Grundfläche des Tetraeders. Das vierte Elektronenpaar ist ein einsames. Es drückt die 3 Bindungen etwas zusammen. Das Stickstoffatom sitzt an der Spitze einer sehr flachen Pyramide, die Wasserstoffatome an der Basis.
Datei:F wasser.gifDatei:M wasser.gif Wasser
Die Valenzstrichformel zeigt 4 Elektronenpaare am zentralen Sauerstoffatom. Sie sind an den Ecken eines Tetraeders. 2 davon gehören zu Bindungen. Die beiden Bindungen zeigen also in 2 Ecken eines Tetraeders. Die beiden anderen (einsamen) Elektronenpaare drücken die Bindungen zusammen, so dass der Winkel zwischen ihnen kleiner ist als im Ammoniak oder Methan.