Lewis-Struktur & VSEPR-Moleküllabor

Baue Moleküle, indem du Zentralatome auswählst, Liganden hinzufügst und freie Elektronenpaare platzierst. Drehe die 3D-VSEPR-Form und beobachte, wie freie Elektronenpaare die Bindungswinkel stauchen.

Rechenbeispiel — Lewis-Struktur & VSEPR-Moleküllabor

Steric Number (SN)	4
Formal Charge on Central Atom	0
Multi-lone-pair compression:	≈ 104.5°

Das sind die Werte, die der Rechner beim Öffnen der Seite anzeigt. Ändere oben eine Eingabe, um sie neu zu berechnen.

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Freie Elektronenpaare brauchen mehr Platz als Bindungen 🖖

Die VSEPR-Theorie (Valenzschalen-Elektronenpaar-Abstoßung) erklärt Molekülformen durch die elektrostatische Abstoßung von Elektronenpaaren in der Valenzschale des Zentralatoms. Um diese Abstoßung zu minimieren, ordnen sich die Elektronenpaare so an, dass ihr Abstand maximiert wird (z.B. linear, tetraedrisch, oktaedrisch). Freie Elektronenpaare beanspruchen dabei mehr Raum als bindende Paare, da sie nur von einem Kern angezogen und nicht geteilt werden. Dies verzerrt die idealen Bindungswinkel: Bei Wasser führt die Abstoßung der beiden freien Elektronenpaare dazu, dass der H-O-H-Winkel von den idealen 109,5° auf 104,5° schrumpft.

Von flachen Punkten zur echten Form 🖖

Dieses Labor verwandelt ein flaches Lewis-Diagramm in die 3D-Gestalt, die ein Molekül tatsächlich annimmt. Das Rezept ist reines Zählen: Addiere die an das Zentralatom gebundenen Atome zu seinen freien Elektronenpaaren, und du erhältst die sterische Zahl, die allein die Geometrie vorhersagt. Unsichtbare freie Elektronenpaare zählen genauso viel wie sichtbare Atome — Methan (CH₄) und Ammoniak (NH₃) haben beide die sterische Zahl 4, doch Ammoniak tauscht eine Bindung gegen ein freies Paar und kippt das scheinbar flache Tetraeder in eine Pyramide.

Der d-Orbital-Mythos der Hypervalenz 🖖

Baue SF₄ oder XeF₄, und das Labor meldet sp³d- oder sp³d²-Hybridisierung — die Lehrbuchgeschichte für ein Zentralatom mit mehr als acht Elektronen. Doch die Computerchemie hat sie weitgehend widerlegt: Die d-Orbitale von Schwefel und Xenon liegen energetisch viel zu hoch, um nennenswert beizutragen. Diese hypervalenten Moleküle beschreibt man besser mit Drei-Zentren-vier-Elektronen-Bindungen über die Liganden hinweg — das saubere sp³d-Etikett ist also eher eine nützliche Lehrfiktion als physikalische Realität.

VSEPR — ELEKTRONENDOMÄNEN ZÄHLEN, DANN DIE ATOMFORM BENENNEN

Welche Molekülform nimmt dein Molekül an?

VSEPR braucht zwei Zählungen. Zuerst die Elektronendomänen um das Zentralatom — jede Bindung zählt einmal, egal wie viele Paare sie enthält, und jedes freie Elektronenpaar zählt ebenfalls einmal —, das legt die Elektronengeometrie fest. Dann schau nur auf die Atome: Die freien Paare sind weiterhin da und drücken weiter, beim Benennen der Form aber sind sie unsichtbar. Sechs Fälle decken fast alles ab, was du vorhersagen sollst.

Zwei Domänen — linear, 180° AX₂ → 180°

Drei Domänen, kein freies Paar — trigonal planar, 120° AX₃ → 120°

Vier Domänen, ein freies Paar — trigonal pyramidal AX₃E → 107.8°

Vier Domänen, zwei freie Paare — gewinkelt AX₂E₂ → 104.5°

Fünf Domänen, ein freies Paar — Wippe AX₄E → 173° / 102°

Sechs Domänen, zwei freie Paare — quadratisch planar, 90° AX₄E₂ → 90°

Zwei Domänen — linear, 180°

Was du weißt: Zwei Elektronendomänen am Zentralatom und kein freies Paar. Eine Doppel- oder Dreifachbindung zählt trotzdem als eine einzige Domäne.

Domänen: AX₂ → 180°

Rechenbeispiel: CO₂: Kohlenstoff trägt zwei Doppelbindungen und kein freies Paar → 2 Domänen → linear, O=C=O bei exakt 180°

Diesen Fall öffnen: Kohlendioxid (CO₂)

Zwei Domänen — linear, 180°. Zwei Domänen, kein freies Paar: Die Atome liegen auf einer Geraden durch das Zentrum. Zwei Elektronendomänen am Zentralatom und kein freies Paar. Eine Doppel- oder Dreifachbindung zählt trotzdem als eine einzige Domäne. — Zwei Domänen, kein freies Paar: Die Atome liegen auf einer Geraden durch das Zentrum.

Drei Domänen, kein freies Paar — trigonal planar, 120°

Was du weißt: Drei Elektronendomänen und kein freies Paar. Alles liegt flach in einer Ebene.

Domänen: AX₃ → 120°

Rechenbeispiel: BF₃: Bor hat drei Einfachbindungen und kein freies Paar → 3 Domänen → trigonal planar, F–B–F = 120°

Diesen Fall öffnen: Bortrifluorid (BF₃)

Drei Domänen, kein freies Paar — trigonal planar, 120°. Drei bindende Domänen in einer Ebene: 120° auseinander, ohne Verzerrung. Drei Elektronendomänen und kein freies Paar. Alles liegt flach in einer Ebene. — Drei bindende Domänen in einer Ebene: 120° auseinander, ohne Verzerrung.

Vier Domänen, ein freies Paar — trigonal pyramidal

Was du weißt: Vier Elektronendomänen, davon ein freies Paar. Die Elektronengeometrie ist tetraedrisch; die benannte Form zählt nur die drei Atome.

Domänen: AX₃E → 107.8°

Rechenbeispiel: NH₃: Stickstoff hat drei Bindungen plus ein freies Paar → 4 Domänen → trigonal pyramidal, H–N–H = 107,8° statt 109,5°

Diesen Fall öffnen: Ammoniak (NH₃)

Vier Domänen, ein freies Paar — trigonal pyramidal. Tetraedrische Elektronengeometrie mit einer unsichtbaren Ecke: Die Atome bilden eine Pyramide. Vier Elektronendomänen, davon ein freies Paar. Die Elektronengeometrie ist tetraedrisch; die benannte Form zählt nur die drei Atome. — Tetraedrische Elektronengeometrie mit einer unsichtbaren Ecke: Die Atome bilden eine Pyramide.

Vier Domänen, zwei freie Paare — gewinkelt

Was du weißt: Vier Elektronendomänen mit zwei freien Paaren. Die Elektronengeometrie ist weiterhin tetraedrisch, angebunden sind aber nur zwei Atome.

Domänen: AX₂E₂ → 104.5°

Rechenbeispiel: H₂O: Sauerstoff hat zwei Bindungen plus zwei freie Paare → 4 Domänen → gewinkelt, H–O–H = 104,5°

Diesen Fall öffnen: Wasser (H₂O)

Vier Domänen, zwei freie Paare — gewinkelt. Zwei Bindungen und zwei freie Paare: Die Atome zeichnen einen Winkel, keine Gerade. Vier Elektronendomänen mit zwei freien Paaren. Die Elektronengeometrie ist weiterhin tetraedrisch, angebunden sind aber nur zwei Atome. — Zwei Bindungen und zwei freie Paare: Die Atome zeichnen einen Winkel, keine Gerade.

Fünf Domänen, ein freies Paar — Wippe

Was du weißt: Fünf Elektronendomänen, eine davon ein freies Paar. Die Elektronengeometrie ist trigonal bipyramidal — die erste mit zwei verschiedenen Sorten von Plätzen.

Domänen: AX₄E → 173° / 102°

Rechenbeispiel: SF₄: Schwefel hat vier Bindungen plus ein freies Paar → 5 Domänen → Wippe, das axiale F–S–F auf 173° gestaucht, das äquatoriale Paar bei 102°

Diesen Fall öffnen: Schwefeltetrafluorid (SF₄)

Fünf Domänen, ein freies Paar — Wippe. Trigonale Bipyramide mit äquatorialem freien Paar: Die Atome bilden eine Wippe. Fünf Elektronendomänen, eine davon ein freies Paar. Die Elektronengeometrie ist trigonal bipyramidal — die erste mit zwei verschiedenen Sorten von Plätzen. — Trigonale Bipyramide mit äquatorialem freien Paar: Die Atome bilden eine Wippe.

Sechs Domänen, zwei freie Paare — quadratisch planar, 90°

Was du weißt: Sechs Elektronendomänen mit zwei freien Paaren. Die Elektronengeometrie ist oktaedrisch, und alle sechs Plätze sind gleichwertig.

Domänen: AX₄E₂ → 90°

Rechenbeispiel: XeF₄: Xenon hat vier Bindungen plus zwei freie Paare → 6 Domänen → quadratisch planar, F–Xe–F = 90°

Diesen Fall öffnen: Xenontetrafluorid (XeF₄)

Sechs Domänen, zwei freie Paare — quadratisch planar, 90°. Oktaedrische Elektronengeometrie mit gegenüberliegenden freien Paaren: Die Atome bilden ein flaches Quadrat. Sechs Elektronendomänen mit zwei freien Paaren. Die Elektronengeometrie ist oktaedrisch, und alle sechs Plätze sind gleichwertig. — Oktaedrische Elektronengeometrie mit gegenüberliegenden freien Paaren: Die Atome bilden ein flaches Quadrat.

Quellen (2)

Insight block 3 — the calculation that took the d orbitals away: E. Magnusson, "Hypercoordinate molecules of second-row elements: d functions or d orbitals?" Journal of the American Chemical Society 112(22), 7940–7951, 1990.
And the model the tool actually applies: R. J. Gillespie and R. S. Nyholm, "Inorganic stereochemistry." Quarterly Reviews, Chemical Society 11(4), 339–380, 1957 — where VSEPR was set out, including lone pairs occupying more space than bonding pairs.

Aufgabe vollständig gelöst

Wasser, aufgebaut aus seiner Elektronenzahl und dem 104,5°-Bindungswinkel 5 Schritte
Bauen Sie Wasser allein aus seiner Elektronenanzahl auf: sterische Zahl, formale Ladung, Molekülgeometrie und Bindungswinkel. Erklären Sie dann, warum der Winkel 104,5° beträgt und nicht 109,5°, wie es die Geometrie vorhersagt.
1. Zählen Sie die Valenzelektronen und bilden Sie Elektronenpaare. Sauerstoff bringt sechs mit, jedes Wasserstoffatom eines, und acht Elektronen sind vier Paare.
  
  $valence = 6 (O) + 2 \times 1 (H) = 8 e^{-} = 4 pairs$
2. Zwei Paare bilden die Bindungen, sodass der Rest freie Elektronenpaare sind. Die sterische Zahl zählt beide Arten, da beide Raum beanspruchen — das ist der eine Gedanke, der im VSEPR-Modell steckt.
  
  $bonding pairs = 2 \Rightarrow lone pairs = 4 - 2 = 2 \Rightarrow SN = 2 + 2 = 4 (A X_{2} E_{2})$
3. Die formale Ladung prüft, ob die Struktur sinnvoll ist: Valenzelektronen minus die Elektronen der freien Paare minus die Hälfte der bindenden Elektronen. Null bedeutet, dass keine bessere Anordnung zu erwarten ist.
  
  $FC = V - N - \frac{1}{2} B = 6 - 4 - \frac{1}{2} (4) = 0$
4. Eine sterische Zahl von 4 bedeutet, dass sich die vier Paare tetraedrisch anordnen, was 109,5° entspräche, wenn alle vier gleich wären. Das sind sie nicht, und die Stauchung skaliert mit der Anzahl der freien Elektronenpaare.
  
  $SN = 4 \Rightarrow tetrahedral 109. 5^{\circ}; C H_{4} 109. 5^{\circ} \to N H_{3} 10 7^{\circ} \to H_{2} O 104. 5^{\circ}$
5. Die Folge ist ein Dipol. Zwei O–H-Bindungsmomente bei 104,5° addieren sich vektoriell zu 1,85 D; streckt man das Molekül auf 180°, heben sie sich exakt auf.
  
  $μ = 2 μ_{OH} cos \frac{104. 5 ^{\circ}}{2} = 2 (1.51) (0.611) = 1.85 D; 18 0^{\circ} \Rightarrow μ = 0$
Antwort

AX₂E₂, sterische Zahl 4, formale Ladung 0, gewinkelt bei 104,5°. Die Abweichung um 5° liegt an den freien Elektronenpaaren: Sie gehören zu nur einem Atomkern, anstatt von zwei Kernen geteilt zu werden, weshalb sie sich weiter ausdehnen und die bindenden Elektronenpaare zusammendrücken — etwa 2,5° pro freiem Elektronenpaar, weshalb die Reihe 109,5° bei Methan, 107° bei Ammoniak und 104,5° bei Wasser lautet. Diese verbleibende Abwinklung ist kein bloßes Detail. Ein lineares Molekül mit zwei identischen Bindungen hat keinen Nettodipol; die 104,5° des Wassers führen zu 1,85 D, und praktisch alles, was Wasser als Lösungsmittel leistet — das Lösen von Salzen, das Ausbilden von Wasserstoffbrücken und das Sieden bei 160 K oberhalb des schwereren H₂S, wenn es nach dem Trend der Gruppe eigentlich niedriger sieden müsste —, ist eine Folge dieser fünf Grad.

$A X_{2} E_{2}, SN = 4, FC = 0, bent at 104. 5^{\circ}$

Vom 42Math-Team · Aktualisiert 2026-07-27

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