6.1.5. Moleküle mit trigonal–pyramidaler Geometrie
Wie kommt es dazu ?
Von einem Atom gehen 3 Bindungen aus. Das Atom hat ein freies (einsames) Elektronenpaar.
Nach dem VSEPR–Modell stoßen sich die 4 Elektronenpaare ab. Sie versuchen, sich möglichst weit voneinander zu entfernen und ordnen sich daher in den Ecken eines Tetraeders an. Eine Ecke des Tetraeders wird vom einsamen Elektronenpaar besetzt, die anderen 3 von den Bindungselektronenpaaren.
Bild 1 : Trigonale Pyramide, gebildet aus 4 Atomen
Bild 2 : Tetraeder, gebildet aus 4 Elektronenpaaren
Das Zentralatom sitzt also an der Spitze einer trigonalen Pyramide, die 3 Liganden an den 3 Ecken ihrer Grundfläche. Wir nennen diese Anordnung den AL3E–Molekültyp.
Die Bilder 1 und 2 zeigen die Situation. In beiden Bildern sehen Sie das Zentralatom. Es ist etwas größer als die anderen, und von ihm gehen 4 Bindungen aus. In Bild 1 habe ich eine flache trigonale (dreiseitige) Pyramide eingezeichnet. Ihre Eckpunkte sind das Zentralatom und seine 3 Liganden (unter dem Zentralatom, etwas kleiner). Das Molekül besteht aus diesen 4 Atomen, deshalb heißt ihre Geeometrie trigonal–paramidal.
In Bild 2 habe ich einen Tetraeder eingezeichnet. Seine Eckpunkte liegen dort, wo die Elektronenpaare hinzeigen.
Ansehen : Starten Sie die JSmol–Visualisierung durch Anklicken der Bildunterschrift von Bild 2. Betrachten Sie das Molekül aus verschiedenen Richtungen. Blenden Sie in 3 Schritten die trigonale Pyramide ein und wieder aus, die von den Atomen gebildet wird, und blenden Sie ebenfalls in 3 Schritten den Tetraeder ein und wieder aus, den die Elektronenpaare bilden.
Was ist eine trigonale Pyramide ?
Eine trigonale Pyramide ist eine Pyramide, die als Grundfläche ein gleichseitiges Dreieck hat.
Was wissen wir über die Liganden ?
Die Liganden sind äquivalent.
Jeder der 3 Liganden hat zu den anderen beiden denselben Abstand.
Die Bindung eines jeden Liganden zum Zentralatom hat zu den anderen beiden Bindungen denselben Winkel. Dieser Winkel ist kleiner als der Tetraederwinkel von 109°28'. Grund ist das einsame Elektronenpaar, das mehr Platz benötigt als die Bindungselektronenpaare und somit die Bindungen zusammendrückt.
Bild 3 : Auswirkungen eines einsamen Elektronenpaares auf die Bindungen.
Typische Bindungswinkel liegen zwischen 90° und 107,3°. Sie hängen ab von :
- der Elektronegativität des Zentralatoms. Abnehmende Elektronegativität bewirkt eine mehr zu den Liganden hingezogene Bindung. Die Bindungselektronenpaare stoßen sich weniger ab und können enger zusammenrücken, damit sich das einsame Elektronenpaar noch dicker machen kann, und der Bindungswinkel ist kleiner geworden.
- der Elektronegativität der Liganden. Mit den gleichen Argumenten wie eben bewirkt zunehmende Elektronegativität kleinere Bindungswinkel.
Beispiele
Moleküle vom Typ AX3E sind relativ häufig. Im Projekt sind zu finden :
Infobereich
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