VSEPR-Modell einfach erklärt: Definition, Strukturtypen, Elektronenpaare

Definition: Was ist das VSEPR-Modell?

VSEPR ist die Abkürzung für „valence shell electron pair repulsion“ und dient als Modell für die räumliche Beschreibung von Molekülen. Dabei orientiert sich dieses Modell an der Abstoßung zwischen den Elektronenpaaren in einem Molekül, welche maßgeblich für den räumlichen Bau entscheidet.

Anschaulich lässt sich die Annahme des Modells mit Luftballons verdeutlichen. Die Ballons suchen sich den größtmöglichen Abstand voneinander, wie es auch von den Elektronenpaaren erwartet wird. Betrachtet man zwei Ballons, werden sich diese im Raum so orientieren, dass sie voneinander wegzeigen, da dies der größtmögliche Abstand ist, den die Ballons einnehmen können. Der Winkel zwischen den Ballons ist in diesem Fall 180°. Diese Anordnung nennt man linear.

Fügt man nun zu diesen zwei Ballons auch noch einen Dritten hinzu, werden sich die Ballons anders anordnen. Der größtmögliche Abstand zwischen den Ballons wäre dann 360° / 3 = 120°. Damit würde sich folgendes Bild ergeben:

Diese Form bezeichnet man als trigonal-planar oder trigonal-eben. Als Elektronenpaar zählen beim VSEPR-Modell die Einfach- und Mehrfachbindungen zwischen Atomen sowie nichtbindende Elektronenpaare. Aufgrund der gleichen Ladung stoßen sich diese ab und ordnen sich ähnlich den Luftballons mit größtmöglichem Abstand im Raum an.

Strukturtypen beim VSEPR-Modell

Die Strukturtypen linear sowie trigonal-planar bei 2 bzw. 3 Elektronenpaaren haben wir bereits mithilfe unseres Luftballonmodells erklärt. Neben diesen beiden Typen existieren noch weitere Strukturtypen, die der nachfolgenden Tabelle zu entnehmen sind:

Zahl der Elektronenpaare	Strukturtyp	Elektronenpaaranordnung
2	linear
3	trigonal-planar
4	tetraedisch
5	trigonal-bipyramidal
6	oktaedrisch

Freie Elektronenpaare bei der VSEPR-Struktur

Da bei zahlreichen Molekülen nicht alle Elektronenpaare auch bindende Elektronenpaare sind, ändert dies auch die Anordnungsstruktur. Betrachten wir hierzu als Beispiel die Struktur von Methan (CH4) im Vergleich zur Struktur von Ammoniak (NH3).

Bei näherer Betrachtung kann man feststellen, dass beide Moleküle zwar die gleiche Anzahl an Elektronenpaaren besitzen, allerdings jedoch nicht die gleiche Anzahl an bindenden und freien Elektronenpaaren aufweisen können.

Beginnen wir beim Methan. Nach dem Lewis-Modell sitzt das Kohlenstoffatom in der Mitte, da es sich um eine Gruppierung von Atomen handelt. Die Wasserstoffatome sind um das zentrale Kohlenstoffatom angeordnet. Es handelt sich um eine tetraedische Struktur, die folgendermaßen zu skizzieren ist:

Beim Ammoniak ist das nicht der Fall. Betrachtet man hier die Lewis-Formel, so wird man erkennen, dass das Stickstoffatom durch die Bindungen mit den Wasserstoffatomen kein Elektronenoktett erreicht. Daher wird ein freies Elektronenpaar am zentralen Stickstoffatom platziert. Dieses freie Elektronenpaar ist nun dafür verantwortlich, dass die Anordnung der Atome trigonal-pyramidal ist.

Das freie Elektronenpaar nimmt also ebenfalls Raum in Anspruch, welcher von den anderen Atomen dementsprechend nicht ausgefüllt werden kann.

Im Folgenden ist eine Tabelle zu finden, die Aufschluss über die Anordnung der Atome in Abhängigkeit der freien und bindenden Elektronenpaare gibt.

Bindende Elektronen	Freie Elektronen	Atomanordnung
3	0	trigonal
2	1	planar
4	0	tetraedisch
3	1	trigonal-pyramidal
2	2	gewinkelt
5	0	trigonal-bipyramidal
4	1	tetraedisch-verzerrt
3	2	T-förmig
2	3	linear
6	0	oktaedrisch
5	1	quadratisch-pyramidal
4	2	quadratisch-planar