Molekülgeometrie VSEPR: Formen und Bindungswinkel erklärt

Moleküle sind keine flachen Strichzeichnungen, sondern dreidimensionale Gebilde. Die Molekülgeometrie beschreibt, wie die Atome eines Moleküls im Raum angeordnet sind. Das VSEPR-Modell, im Deutschen Elektronenpaar-Abstoßungs-Modell genannt, erklärt diese Anordnung mit einer einzigen Idee: Elektronenpaare sind negativ geladen und stoßen sich ab, deshalb gehen sie so weit wie möglich auf Abstand.

VSEPR steht für „Valence Shell Electron Pair Repulsion“, also die Abstoßung der Elektronenpaare in der Valenzschale. Gemeint sind alle Elektronenpaare am Zentralatom, sowohl die bindenden Paare zu anderen Atomen als auch die freien Paare, die nur zum Zentralatom gehören. Je nachdem, wie viele solche Bereiche es gibt, ergibt sich eine bestimmte Grundform.

Die Form ist wichtig, weil sie viele Stoffeigenschaften bestimmt. Ob ein Molekül ein Dipol ist, ob sich ein Stoff in Wasser löst oder wie hoch sein Siedepunkt liegt, hängt auch von der Raumform ab. Wer die Geometrie versteht, kann diese Eigenschaften nicht nur auswendig lernen, sondern herleiten.

Aus der Zahl der Elektronenbereiche folgt die Grundanordnung. Zwei Bereiche ordnen sich gegenüberliegend an, die Anordnung ist linear mit einem Winkel von 180 Grad. Drei Bereiche bilden ein Dreieck in einer Ebene mit 120 Grad, vier Bereiche zeigen in die Ecken eines Tetraeders mit 109,5 Grad.

Die tatsächliche Molekülform hängt davon ab, wie viele dieser Bereiche freie Paare sind. Nur die Atome sind sichtbar, die freien Paare nicht. Vier Bereiche mit vier Bindungen ergeben ein tetraedrisches Molekül wie Methan. Bei vier Bereichen mit einem freien Paar bleibt eine Pyramide, bei zwei freien Paaren ein gewinkeltes Molekül. Obwohl die Bereiche immer tetraedrisch angeordnet sind, sehen die Moleküle also unterschiedlich aus.

Freie Paare sind außerdem raumfordernder als Bindungspaare, denn sie gehören nur einem Atomkern und breiten sich dadurch weiter aus. Sie drücken die Bindungen zusammen. Darum beträgt der Winkel in Ammoniak etwa 107 Grad und in Wasser etwa 104,5 Grad, also weniger als die 109,5 Grad im Methan.

Mit einem festen Ablauf bestimmst du die Form jedes einfachen Moleküls. Zuerst zeichnest du die Lewis-Formel, damit du alle Bindungen und freien Elektronenpaare siehst. Das Zentralatom ist meist das Atom, das mit mehreren anderen verbunden ist, bei Wasser also der Sauerstoff. Danach zählst du die Elektronenbereiche am Zentralatom.

Beim Zählen gilt eine wichtige Regel: Eine Doppel- oder Dreifachbindung zählt nur als ein Bereich, denn alle ihre Elektronenpaare liegen in derselben Richtung. Jedes freie Paar zählt ebenfalls einzeln. Aus der Summe folgt die Grundanordnung der Bereiche. Dann ziehst du gedanklich die freien Paare ab, denn die Molekülform beschreibt nur die Lage der Atome.

Zum Schluss ermittelst du Winkel und Polarität. Freie Paare machen den Winkel kleiner. Ob ein Molekül ein Dipol ist, entscheidest du aus Bindungspolarität und Symmetrie: Sind die polaren Bindungen so angeordnet, dass sich ihre Wirkungen aufheben, ist das Molekül unpolar, sonst ein Dipol.

Der häufigste Fehler besteht darin, die freien Elektronenpaare zu vergessen. Wer bei Wasser nur die zwei Bindungen zählt, kommt auf einen linearen Aufbau und liegt falsch. Zähle deshalb immer zuerst die Valenzelektronen des Zentralatoms und zeichne die Lewis-Formel vollständig, bevor du auf die Form schließt.

Ein zweiter Fehler ist, Doppelbindungen doppelt zu zählen. In CO₂ hat der Kohlenstoff zwei Doppelbindungen, aber nur zwei Elektronenbereiche. Beim Kohlenstoffdioxid würde man sonst vier Bereiche annehmen und fälschlich eine tetraedrische Form ableiten.

Der dritte Fehler ist, Anordnung und Molekülform gleichzusetzen. Wasser, Ammoniak und Methan haben alle vier Elektronenbereiche und damit eine tetraedrische Anordnung, aber nur Methan ist auch als Molekül ein Tetraeder. Schließlich wird oft behauptet, polare Bindungen machten ein Molekül immer zum Dipol. Das stimmt nicht: Entscheidend ist die Symmetrie, wie das Beispiel Kohlenstoffdioxid zeigt.

Die Geometrie von Wasser erklärt eine Reihe von Alltagsphänomenen. Weil das Molekül gewinkelt ist, bilden die Moleküle starke Wasserstoffbrücken zueinander aus. Deshalb ist Wasser flüssig, obwohl vergleichbar kleine Moleküle ohne diese Form schon bei sehr tiefen Temperaturen gasförmig sind. Auch die Tatsache, dass Eis auf Wasser schwimmt, hängt mit der offenen Struktur zusammen, die sich beim Gefrieren aufbaut.

Ammoniak, das du als Reiniger und als Grundstoff für Dünger kennst, hat eine Pyramidenform mit einem freien Paar und löst sich deshalb gut in Wasser. Kohlenstoffdioxid dagegen ist linear und unpolar, es löst sich nur begrenzt in Wasser und bildet in Getränken Bläschen. Auch in der Medizin spielt die Raumform eine Rolle: Ein Wirkstoff passt nur dann an seine Zielstelle im Körper, wenn seine Geometrie stimmt.