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Transkript VSEPR-Modell – Theorie und Anwendung

Herzlich willkommen zum Einstiegsvideo zum Thema VSEPR-Modell, oder auch EPA-Modell genannt.

Zuerst einmal zum Sinn des Ganzen. Was diese Begriffe bedeuten, werde ich später noch erklären. Es geht hier im Wesentlichen darum, dass wir aus einer vorhandenen Valenzstrichformel oder auch Lewis-Formel eine Vorstellung über die dreidimensionale Struktur unseres Moleküls bekommen können. Die Valenzstrichformel, das war ja im Grunde eine Möglichkeit, wie man ein Molekül, bei dem die Summenformel bekannt ist, wie wir das Ding auf einem Blatt Papier zeichnen können, also in 2 Dimensionen. Aber die Welt läuft ja nicht auf einem Blatt Papier ab, alles ist irgendwo dreidimensional. Und dieses Modell, das hilft uns eben einfach nur dabei, uns diese dreidimensionale Struktur, die eben alle Moleküle haben, auch irgendwo vorzustellen.

Gut, zu Beginn oder als Nächstes die Begriffsklärung. VSEPR, das ist im Grunde eine englische Abkürzung, bedeutet: valence shell electron pair repulsion. Und das bedeutet im Grunde nur Valenz-Schalen-Elektronenpaar-Abstoßung. Und dieses EPA, das ist ein bisschen einfacher, das heißt einfach nur Elektronenpaar-Abstoßung. Und die Aussage, die nun dahinter steckt, ist gar nicht mehr so schwer zu sehen. Eigentlich steckt nur drin, dass sich die Elektronenpaare abstoßen. Da ist noch keine Aussage darüber getroffen worden, ob das nun freie Elektronenpaare sind oder Elektronenpaare, die an irgendwelchen Bindungen beteiligt sind oder Bindungen darstellen. Die stoßen sich nämlich alle ab.

Gut, wir werden uns dieses VSEPR- oder EPA-Modell einfach mal an 3 Beispielen anschauen. Ich möchte das Ganze auch noch relativ seicht halten. Man könnte hier unendliche Beispiele geben. Das wird dann am Ende auch relativ - nicht kompliziert, aber würde den Rahmen des Videos ganz einfach sprengen.

Okay, wir schauen uns die Beispiele Methan, Ammoniak und Wasser an. Wir beginnen einfach mal beim Methan, also CH4. Das ist die Summenformel für Methan. Und wir wissen auch oder wir kennen im Grunde auch die Valenzstrichformel für das Methan. Und die schaut dann eben so aus: Kohlenstoff steht in der Mitte und es gibt 4 gleichmäßige Bindungen oder 4 Bindungen eben zu Wasserstoffen. Und das zeichnet man dann eben so auf. Das ist also die Valenzstrichformel für Methan. Und wir wollen jetzt eine Vorstellung darüber bekommen, wie dieses Methanmolekül in Wirklichkeit aussieht, also in 3 Dimensionen. Und wir hatten ja, wie gesagt, die Aussage, dass sich die Elektronenpaare, also diese Bindungselektronenpaare hier, in diesem Fall abstoßen. Abstoßen tun sie sich deshalb, weil sie eben aus jeweils 2 Elektronen bestehen. Elektronen sind negative Ladungsträger. Und gleichförmige Ladungen oder gleichartige Ladungen, die stoßen sich ganz einfach ab. Und demzufolge werden alle Bindungen hier in diesem Molekül versuchen, den größtmöglichen Abstand zueinander einzunehmen. Hier auf dem Blatt Papier wurde das dadurch gelöst, dass wir alle Bindungen im Grunde im 90°-Winkel zueinander eingetragen haben. Und in der Wirklichkeit, also in 3 Dimensionen, gibt es natürlich noch mehr Möglichkeiten, wie sich das Ganze orientieren kann. Und hier wird es ganz einfach dazu kommen, dass sich die Bindungen, wie gesagt, anders orientieren. Kohlenstoff bleibt in der Mitte. Dann werden sich ebenfalls hier 2 Wasserstoffe in dieser Art hier befinden. Und dann werden wir im Grunde die Ebenen einfach nutzen. Hier sind wir jetzt noch auf dem Blatt Papier geblieben. Also diese beiden Bindungen, die befinden sich sozusagen in der Papierebene.

Wir haben jetzt aber 1 Dimension mehr zur Verfügung. Ich vielleicht nicht auf der Tafel, aber vielleicht kann man es sich irgendwie vorstellen. Es gibt jetzt noch die Möglichkeit, dass sich die anderen Bindungen eben nach vorn und nach hinten orientieren werden. Und genau das passiert auch. Es werden im Grunde diese beiden Ebenen hier gedreht. Und das bedeutet, die nächsten beiden Bindungen zu den Wasserstoffen, die werden sich sozusagen vor und hinter die Ebene orientieren. Das macht man in der Chemie durch diese "Keil-Sachen" hier irgendwo deutlich. Dieser gestrichelte Keil hier, der bedeutet, diese Bindung ragt hinter die Papierebene sozusagen. Also die ist von uns weggewandt. Und hier kommt natürlich noch der Wasserstoff dran, heißt also 1 Wasserstoff befindet sich hinter der Papierebene. Und wenn sich der Wasserstoff hinter der Papierebene befindet, dann befindet sich der andere logischerweise davor. Das macht man durch diesen Keil hier kenntlich. Der ist vollständig ausgemalt. Das heißt im Grunde einfach nur, das Ding zeigt vor die Ebene. Und hier ist auch noch 1 Wasserstoff dran gebunden. Letzten Endes kann man sich das also so vorstellen: Während das Molekül hier noch so lag, liegt es dann im Grunde so, dass beide Ebenen senkrecht aufeinander stehen. 

Gut, damit hätten wir im Grunde schon die dreidimensionale Struktur des Methanmoleküls behandelt, sage ich einmal. Und nun gibt es einfach nur noch die Aufgabe, dass dieses Gebilde hier noch einen Namen bekommt. Also dieser Körper, wie die Atome angeordnet sind, das hat auch einen Namen. Und das ist der sogenannte Tetraeder. Da gibt es auch noch einen Bindungswinkel. Hier hatten die Bindungen einen Abstand von 90°, theoretisch, weil es eben auf einer Ebene liegt. Und in diesem Tetraeder haben die Bindungen nun die Möglichkeit, sich weiter voneinander entfernt zu orientieren. Und da gibt es den sogenannten Tetraeder-Winkel. Und den nennen wir einfach einmal α, der ist 109,5° groß, in etwa. Also 109,5°, das ist der sogenannte Tetraeder-Winkel. Und das ist sozusagen der Winkel, der zwischen diesen H-C-H-Atomen existiert. Das ist auch bei allen Atomen derselbe. Also es gibt hier 4 Bindungen und alle sind im Grunde mit dem Winkel von 109,5° voneinander oder zueinander orientiert. Gut, also die Erkenntnis war: Wir haben 4 gleichwertige Bindungen, keine freien Elektronenpaare oder irgendsowas in der Richtung. Und es resultiert die sogenannte Tetraeder-Struktur mit dem Tetraeder-Winkel von 109,5°.

Gut, können wir zum nächsten Beispiel übergehen. Ich hatte am Anfang gesagt, wir behandeln Methan und als Nächstes Ammoniak. Dann schauen wir uns den Ammoniak ganz einfach mal an. Das ist die Summenformel von Ammoniak. Und nächster Schritt ist wieder die Valenzstrichformel von Ammoniak. Die schaut dann so aus: Wir haben 3 Bindungen zum Wasserstoff oder zu Wasserstoffen. Und weil der Stickstoff in der 5. Hauptgruppe steht und die Oktettregel hier in diesem Fall noch nicht erfüllt ist, kommt hier noch 1 freies Elektronenpaar dazu. Also die Valenzstrichformel von Ammoniak, die schaut so aus. So, nun haben wir das Problem, dass wir 3 gleichartige Bindungen haben, die möglichst größten Abstand zueinander einnehmen müssen. Und wir haben zusätzlich noch 1 freies Elektronenpaar. Also haben wir im Grunde, wenn wir dieses Elektronenpaar auch mal als eine Art Bindung auffassen, auch wieder 4 verschiedene Bindungspartner, wenn man so will. Also das Ganze bitte mit ein bisschen Vorsicht genießen. Es geht also bloß darum, dass hier 4 unterschiedliche Sachen dranhängen, um das mal so auszudrücken.

Gut. Was passiert nun? Wir wollen uns mal die Elektronendichteverteilung in diesen Bindungen anschauen. Diese kovalenten Bindungen bestehen ja, wie gesagt, aus 2 Bindungselektronen. Die werden sich dann so hier irgendwo anordnen. Das Ganze richtet sich dann natürlich auch noch nach der Elektronegativität der Bindungspartner, das spielt hier aber nicht die Rolle. Also, wir haben im Grunde hier eine Elektronenwolke, die sich zwischen diesen beiden Bindungspartnern befindet. Wo jetzt nun ein Schwerpunkt ist oder nicht, ist erst mal nebensächlich hierfür. Wichtig ist einfach nur, dass diese Bindungselektronen hier zwischen den Bindungspartnern aufgeteilt werden und dass dieses freie Elektronenpaar vollständig am Stickstoff verbleibt. Das bedeutet, wenn wir für dieses Bindungselektronenpaar mal die Elektronendichteverteilung aufmalen wollen, dann könnte das Ganze so aussehen. Also diese Elektronen, die werden sich relativ nah am Zentralatom, also am Stickstoff befinden. Daraus resultiert jetzt ganz einfach eine stärkere Abstoßung auf diese anderen Bindungen, weil die Elektronen halt nicht so weit vom Zentralatom weggezogen sind. Und das bedeutet im Grunde, dass die anderen Bindungen durch dieses freie Elektronenpaar noch stärker abgestoßen werden. Gut, wir haben jetzt gesehen, dass hier im Grunde auch wieder nur 4 unterschiedliche Sachen irgendwo dranhängen, wenn wir dieses freie Elektronenpaar auch als Sache einfach einmal auffassen wollen. Das bedeutet, diese 4 Elektronenpaare, die werden sich natürlich auch in Tetraeder-Struktur irgendwo anordnen. Wenn irgendwelche Aufgaben gestellt werden nach der Struktur des Moleküls, ist aber nicht gefragt, wie sich die Elektronenpaare anordnen werden, sondern wie sich die Atome anordnen werden. Hier ist kein Atom vorhanden. Das bedeutet, eine Ecke des Tetraeders ist nur durch das freie Elektronenpaar besetzt. Und das bedeutet, wir erhalten eine neue Form.

Und diese Form, die wir da erhalten, die schaut in etwa so aus: Zentrales Stickstoffatom, dann natürlich auch wieder die beiden Wasserstoffe hier in dieser Ebene und (ich zeichne das jetzt einmal so ein) dann nach hinten irgendwo noch 1 Wasserstoffatom und hier das freie Elektronenpaar. Das spielt, wie gesagt, für die Struktur, für die Anordnung der Atome, keine Rolle bzw. wird bei der Benennung des Körpers dann nicht mehr berücksichtigt, können wir also wieder wegstreichen. Wir wissen einfach nur: Das Ding stößt die anderen Bindungen relativ stark ab. Und das bedeutet, dass wir hier, obwohl das Ding ursprünglich auch als Tetraeder-Struktur aufzufassen sein könnte, werden wir hier einen anderen Bindungswinkel erhalten, eben weil die Bindungen hier etwas zusammengedrückt werden. Also, die 1. Erkenntnis, das ist eine sogenannte Pseudo-Tetraeder-Struktur, bei der auf jeden Fall der Bindungswinkel, den wir natürlich auch hier wieder α nennen, <109,5° sein wird. 

Gut, diese Form speziell beim Ammoniak bzw. bei allen Molekülen, die man im Prinzip so auffassen kann, die nennt man eine trigonale Pyramide. Trigonal deshalb, weil man diese Wasserstoffatome hier unten als eine Art Dreieck auffassen kann. Und die Spitze bildet dann halt der Ammoniak. Deswegen nennt man das Ding trigonale Pyramide. Und dass diese Aussage mit dem Winkel hier stimmt, das sieht man daran, dass der Winkel, also der H-N-H-Winkel speziell im Ammoniak, etwa 107° beträgt. Also α(H-N-H), der ist ≈107°. Der Zahlenwert selbst ist, glaube ich, relativ nebensächlich. Wichtig ist einfach nur, der Winkel ist <109,5° und das hier ist quasi der Beweis.  Gut, damit hätten wir ein weiteres Molekül abgearbeitet, bei dem nur noch 3 gleichwertige Bindungen oder gleichartige Bindungen existieren.

Und unser letztes Molekül in dieser kleinen Beispielreihe, das ist, wie am Anfang schon erwähnt, das Wasser, also H2O. H2O, also Wasser, hat natürlich auch diese Summenformel. H2O ist die Summenformel. Und wenn wir dafür die Valenzstrichformel aufstellen wollen, dann schaut die so aus: Also Sauerstoff in die Mitte, kann die meisten Bindungen ausbilden, 2 freie Elektronenpaare und 2 Bindungen zu den Wasserstoffen. Auch hier haben wir im Grunde wieder 2 freie Elektronenpaare und 2 Bindungen, also wieder eine tetraedische Grundstruktur, wenn man die Elektronenpaare mit berücksichtigt. Wie gesagt, bei der Benennung der Körper sind nur die Atome interessant. Das bedeutet, die beachten wir nicht sonderlich. Was sich hier ergibt, ist im Grunde eine gewinkelte Struktur. Also die Struktur im Wassermolekül, die nennt man gewinkelt oder auch V-förmig. Also wenn man sich das Ganze so vorstellt, dann sieht das aus wie ein V. Und demzufolge nennt man das halt eben V-förmig oder gewinkelt.   Gut, zu guter Letzt noch der Winkel. Wie gesagt, der Tetraeder-Winkel betrug 109,5°. Wenn wir die Elektronenpaare mit betrachten, würde sich auch wieder eine Tetraeder-Gundstruktur ergeben. In 2 Ecken dieses Tetraeders sitzen nun allerdings freie Elektronenpaare. Und die freien Elektronenpaare, die haben natürlich eine abstoßende Wirkung, wie wir das jetzt schon hatten. Und das bedeutet, dass diese beiden Wasserstoffatome hier ein wenig zusammengedrückt werden. Hier hat man auch 2 freie Elektronenpaare. Das bedeutet, die Abstoßung wird noch stärker sein. Und das äußert sich darin, indem wir hier beim Wasser einen H-O-H, also α(H-O-H), einen Winkel zwischen diesen Sachen von etwa 105° haben. Also dieser Winkel ist definitiv kleiner als 109,5°, als der normale Tetraeder-Winkel. Und aufgrund der beiden freien Elektronenpaare, die eine recht hohe Abstoßung haben, ist der Winkel im Wassermolekül etwa 105°.

Gut. Das sollte als Einstieg in das VSEPR-Modell erst einmal genügen. Hier sind unzählige weitere Beispiele möglich und natürlich dann auch kompliziertere Strukturen, die sich nicht mehr allein mit diesem Tetraeder-Grundgerüst erklären lassen.

Wie gesagt, als Einstieg soll das erst einmal reichen. Und - auf Wiedersehen! 

       

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3 Kommentare
  1. Default

    Lernen konnte ich auf jeden fall was der typ vom VSEPR modell ist dagegen richtig gut von der qualität her!!!

    Von Kajic, vor etwa 3 Jahren
  2. Jan philipp

    Hallo Mr. Anonymous,
    ich muss dir leider recht geben, dass das Bild oft unscharf ist. Bitte beachte jedoch, dass das ein älteres Video ist und wir gerade dabei sind alle Filme in besserer Qualität zu produzieren. Dies waren nun mal die Anfänge. Ich hoffe du konntest trotzdem etwas lernen.
    Liebe Grüße
    Jan Philip

    Von Jan Philip Schellenberg, vor fast 4 Jahren
  3. Default

    BILD OFT UNSCHARF!
    TON SEHR SCHLECHT!

    Von Mr.Anonymous, vor fast 4 Jahren