Valenzstrichformel

Valenzstrichformel (nach Lewis). Basierend auf dem Elektronenpaarabstoßungsmodell wird mit einer vereinfachten, planaren Schreibweise versucht, den räumlichen Bau von Molekülen darzustellen.

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Beispiel

Beispiel Methan (CH₄): Die 4 Elektronen der äußeren Hülle des zentralen Kohlenstoffatoms (Valenzelektronen) kommen in 4 tetraedrisch um den Kern angeordneten Wolken (Orbitalen) vor, die (bei elementarem Kohlenstoff) einfach (d.h. mit einem Elektron) und (in der Bindung mit je einem Elektron eines der vier Wasserstoffatome) doppelt besetzt werden. Einfach (halb) besetzte Orbitale (die in der Natur nur selten vorkommen, weil derartige Verbindungen sehr reaktiv sind) werden durch einen Punkt, doppelt (und damit voll) besetzte durch einen Strich gekennzeichnet; Punkte und Striche werden nicht tetraedrisch sondern rechtwinkelig um das Elementsymbol angeordnet:

Wie kann man mit dem Gillespie–Modell die Geometrie eines Moleküls bestimmen ?

1. Schritt : Die Elektronenpaare bilden einen Polyeder. Wo befinden sich die Elektronenpaare eines Atoms, wenn sie möglichst weit voneinander entfernt liegen müssen (weil sich ihre negativen Ladungen abstoßen)? An den Ecken eines (regelmäßigen) Polyeders.

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.

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.

  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 (weil ihre negativen Ladungen nicht durch die positive Ladung eines zweiten Bindungsatoms teilweise kompensiert wird). 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:

  Methan 

Aus der Valenzstrichformel sieht man, dass das Kohlenstoffatom zusammen mit den 4 Wasserstoffatomen 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 (die Wasserstoffatome) an den Ecken eines Tetraeders.

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.

Wasser 

Die Valenzstrichformel zeigt 4 Elektronenpaare am zentralen Sauerstoffatom. Sie befinden sich 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.

Siehe auch:Valenzstrukturtheorie