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 illustriert die Situation.
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 folgenden stelle ich einige Moleküle mit trigonal–pyramidaler Geometrie vor.
Bild 4 : Strukturformel und Molekül von Ammoniak.
Ammoniak NH3. – Ammoniak ist das klassische Beispiel. Zuerst zählen wir die Valenzelektronen im NH3–Molekül. Das Stickstoffatom hat 5 Valenzelektronen, jedes Wasserstoffatom eines. Zusammen sind es 8 Valenzelektronen, somit 4 Elektronenpaare. Sie ordnen sich gemäß dem VSEPR–Modell an den Ecken eines Tetraeders an. 3 der 4 Elektronenpaare gehören zu Bindungen, das vierte ist ein einsames Elektronenpaar.
Bild 4 zeigt links die Strukturformel von Ammoniak. Ich habe dabei alle Elektronenpaare eingezeichnet. Das einsame Paar hat seinen Platz direkt über dem Stickstoffatom. Rechts in Bild 4 sehen Sie das Ammoniak–Molekül (ohne einsames Elektronenpaar).
Mehr über Ammoniak erfahren Sie in Kapitel 23.5.
Bild 5 : Strukturformel von Diphosphor–tetraiodid.
Bild 6 : Molekül von Diphosphor–tetraiodid, in einer konventionellen
Ansicht und in einer Ansicht, die die trigonale Pyramide verdeutlicht. Farbcodierung :
Phosphor,
Iod.
Diphosphor–tetraiodid P2I4. – Zuerst identifiziere ich Zentralatom und Liganden. Vom Zentralatom gehen immer mehrere Bindungen aus. Im Diphosphor–tetraiodid gibt es also 2 Zentralatome. Es sind die beiden Phosphoratome. Die daran gebundenen Atome sind die Liganden. An jedes der beiden Phosphoratome sind 3 andere Atome gebunden. Es sind ein weiteres Phosphoratom und 2 Iodatome.
Diphosphor–tetraiodid ist ein symmetrisches Molekül. Es besitzt ein Inversionszentrum. Das heißt, es gibt einen Punkt (er liegt genau in der Mitte zwischen den beiden Phosphoratomen), an dem man eine Punktspiegelung vornehmen kann, die das Molekül auf sich selbst abbildet. Die beiden Phosphoratome haben also eine völlig identische Umgebung, und damit auch die gleiche Molekülgeometrie.
- Mehr über Inversionszentren erfahren Sie in Kapitel 6.3.3. (Chiralität und Symmetrie).
Nun ist es sinnvoll, Valenzelektronen zu zählen. Jedes Phosphoratom hat 5, und jedes Iodatom 7. Zusammen sind 38 Valenzelektronen vorhanden, das sind 19 Elektronenpaare. 5 werden für die Bindungen benötigt, die anderen 14 sind freie Elektronenpaare. Jedes der 4 Iodatome hat 3 freie Elektronenpaare. Die beiden übrigen gehören zu den Phosphoratomen, zu jedem eines. Sie sehen die Situation in der Strukturformel in Bild 5.
Die Molekülgeometrie an den beiden Phosphoratomen ist nun leicht zu bestimmen. Jedes Phosphoratom hat 4 Elektronenpaare, die sich nach dem VSEPR–Modell tetraedrisch um das Phosphoratom anordnen. 3 der 4 Paare gehören zu Bindungen. Das Phosphoratom bildet zusammen mit seinen 3 Bindungspartnern eine trigonale Pyramide.
Bild 6 zeigt das Diphosphor–tetraiodid–Molekül in 2 Ansichten. Die erste ist eher konventionell. In der zweiten sehen Sie die trigonale Pyramide besser. Das linke Phosphoratom bildet die Spitze, das andere Phosphoratom und 2 Iodatome die Basis. Auch das rechte Phosphoratom ist an der Spitze einer trigonalen Pyramide, jedoch steht die Pryamide auf dem Kopf, und die 3 Basis–Atome (P, I, I) sind oberhalb des Spitzen–Phosphoratoms.
Bild 7 : Strukturformel des Iodat–Ions. Es ist einfach negativ geladen.
Bild 8 : Molekül von Iodsäure.
Daten aus L–295. Farbcodierung :
Wasserstoff,
Sauerstoff,
Iod.
Bildnachweis.
Iodsäure HIO3 und Iodat–Ion IO3–. – Gern wählt man bei den Beispielen ungeladene Moleküle. Aber das muss nicht sein. Hier ist eine Verbindung, die aus Ionen besteht. Das eine ist ein einzelnes Wasserstoff–Ion, es hat keine Geometrie. Vom anderen, einem IO3––Ion, kann man die Geometrie bestimmen.
Zuerst zählen wir die Valenzelektronen im Iodat–Ion. Das Iodatom hat 7, jedes der 3 Sauerstoffatome hat 6 Valenzelektronen. Dazu kommt ein Elektron von der negativen Ladung des Ions. Insgesamt sind (7 + 6 + 6 + 6 +1) 26 Valenzelektronen vorhanden, die 13 Elektronenpaare bilden. Nun kann man die Strukturformel aufstellen. Bild 7 zeigt sie.
An jedem der 3 Sauerstoffatome sind 3 freie (einsame) Elektronenpaare, insgesamt also 9. Es bleiben 4 Elektronenpaare, die dem Iod zugeordnet werden. Diese 4 Elektronenpaare ordnen sich nach dem VSEPR–Modell tetraedrisch an. Eines der 4 ist ein freies Paar. Es bleiben 3 Bindungselektronenpaare, die eine flache trigonale Pyramide bilden. Bild 8 zeigt ein Molekül der Iodsäure (L–295). Sie sehen das Iodatom (lila gezeichnet), das die Spitze einer flachen, dreiseitigen (trigonalen) Pyramide bildet, und die 3 Sauerstoffatome (rot) an ihrer Basis. Das Wasserstoffatom (weiß) ist einem der Sauerstoffatome zugeordnet.
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