VSEPR-Modell

Das VSEPR-Modell (Abkürzung für englisch valence shell electron pair repulsion, deutsch Valenzschalen-Elektronenpaar-Abstoßung), auch EPA-Modell (Elektronenpaarabstoßungs-Modell) oder ursprünglich VEPR-Theorie (englisch valence electron pair repulsion theory), führt die räumliche Gestalt eines Moleküls auf die abstoßenden Kräfte zwischen den Elektronenpaaren der Valenzschale zurück.

VSEPR-Modelle
für zwei und drei Elektronenpaare

Fünf gleich geladene Partikel bewegen sich (auf der neutralen Sphäre) von verschiedenen Startpositionen zu den optimalen Positionen mit maximalem Abstand voneinander.

Das Modell wird nach seinen Entwicklern auch Gillespie-Nyholm-Theorie genannt.

Die abgeleiteten Regeln

Aus dem VSEPR-Modell ergeben sich folgende Regeln für Moleküle des Typs AX_n:

• Die Elektronenpaare der Valenzschale des Zentralatoms (A), d. h. des Atoms im Zentrum des Moleküls, ordnen sich so an, dass der Abstand zwischen ihnen möglichst groß wird.
• Die freien Elektronenpaare (hier mit E symbolisiert) in einem Molekül vom Typ AX_nE_m beanspruchen mehr Raum als die bindenden Elektronenpaare und führen somit zu einer Vergrößerung der Winkel X-A-E und einer Verkleinerung der Winkel X-A-X.
• Einzelne freie Elektronen in Radikalen nehmen weniger Raum ein als freie Elektronenpaare.
• Größere Elektronegativitäts­differenzen zwischen A und X vermindern damit den Raumbedarf der entsprechenden Bindung.
• Mehrfachbindungen beanspruchen mehr Raum als Einfachbindungen, wobei der Platzbedarf mit der Bindungsordnung steigt.

• Kleinere Zentralatome bzw. größere negativ polarisierte Liganden bewirken eine starke sterische und elektronische Abstoßungskraft, die die eines freien Elektronenpaars übertreffen kann.

Vorhersagen bei freien Elektronenpaaren am Zentralatom

Wenn keine freien Elektronenpaare am Zentralatom vorhanden sind, können Molekülstrukturen recht einfach durch Abzählen der „Reste“ vorhergesagt werden.

Dennoch lässt sich auch die Betrachtung von Verbindungen mit einem oder mehreren stereochemisch aktiven, freien Elektronenpaaren näherungsweise schematisieren. Dazu werden diese – ähnlich wie Bindungspartner – als Pseudoliganden behandelt und mit dem griechischen Buchstaben „ψ“ (Psi) gekennzeichnet. So gelangt man zur Pseudostruktur des jeweiligen Moleküls.

Beispiel: Das Sauerstoffatom des Wassermoleküls, an welches zwei Wasserstoffatome kovalent gebunden sind (X = 2), weist zwei freie Elektronenpaare auf (E = 2). Daraus ergibt sich eine Anzahl von # = 2 + 2 = 4 Pseudoliganden und somit eine tetraedrische Pseudostruktur (Strukturtyp), die als ψ²-Tetraeder beschrieben werden kann. Indem nun die freien Elektronenpaare „weggedacht“ werden, bleibt die in diesem Fall gewinkelte Realstruktur (Molekülstruktur) zurück, die nur durch die Atomkerne beschrieben wird.

Ein Beispiel für ein ψ¹-Tetraeder, d. h. mit nur einem freien Elektronenpaar, ist das Ammoniak-Molekül NH₃.

#	Molekültypen⁠^a	Beispiel	Ψ – Struktur / Pseudostruktur⁠^b	Realstruktur⁠^c	Winkel⁠^d
1	AX1	H2	linear	linear
2	AX2	BeCl2 CO2	linear	linear	180°
	AX1E1	CO	linear	linear
3	AX3	BF3 NO3^− CO3^2−	trigonal planar	trigonal planar	120°
	AX2E	SO2 O3 NO2^−	trigonal planar	gewinkelt	ca. 115°
	AX1E2	trigonal planar	linear
4	AX4	CH4 SO4^2− PO4^3− ClO4^−	tetraedrisch	tetraedrisch	109,5°
	AX3E	NH3 PCl3	tetraedrisch	trigonal-pyramidal	ca. 107°
	AX2E2	H2O	tetraedrisch	gewinkelt	ca. 104°
	AX1E3	HCl	tetraedrisch	linear
5	AX5	PCl5	trigonal-bipyramidal	trigonal-bipyramidal	120° / 90°
	AX4E	SF4, SCl4	trigonal-bipyramidal	"Wippe", bisphenoidal	ca. 175° / 110°
	AX3E2	ClF3	trigonal-bipyramidal	T-förmig	ca. 87,5°
	AX2E3	XeF2	trigonal-bipyramidal	linear	180°
6	AX6	SF6	oktaedrisch (=quadratisch-bipyramidal, trigonal-antiprismatisch)	oktaedrisch (=quadratisch-bipyramidal, trigonal-antiprismatisch)	90°
	AX5E	ClF5	oktaedrisch (=quadratisch-bipyramidal, trigonal-antiprismatisch)	quadratisch-pyramidal	ca. 85°
	AX4E2	XeF4	oktaedrisch (=quadratisch-bipyramidal, trigonal-antiprismatisch)	quadratisch-planar	90°
7	AX7	IF7	pentagonal-bipyramidal	pentagonal-bipyramidal	90° / 72°
	AX6E	[XeOF5]^−	pentagonal-bipyramidal	pentagonal-pyramidal	ca. 90° / ca. 72°
	AX5E2	XeF5^−	pentagonal-bipyramidal	pentagonal-planar	72°
8	AX8	IF8^−	tetragonal-antiprismatisch	tetragonal-antiprismatisch	78° / 73°

Anmerkungen:

^a 

Keilstrichformel mit Zentralatom: A, Liganden: X und Elektronenpaar: E

^b 

nicht gebundene Elektronenpaare (blass gelb) als gedachte Bindungspartner

^c 

reale räumliche Anordnung der Atome

^d 

Winkel zwischen Liganden und Zentralatom X–A–X

Grenzen der Anwendbarkeit

Das VSEPR-Modell lässt sich auf Moleküle anwenden, bei denen die an das Zentralatom gebundenen Reste (Atome oder Atomgruppen) nicht allzu groß werden und keine spezifischen Wechselwirkungen aufeinander ausüben.

Nicht oder nur eingeschränkt anwendbar ist sie auf Übergangsmetall­verbindungen. Vielfach stimmen jedoch auch bei einfachen Molekülen die Bindungswinkel nicht mit dem Modell überein. Für Verbindungen mit delokalisierten Elektronen kann die Anwendung des Modells ebenfalls mit Schwierigkeiten verbunden sein, hier ist die Hinzuziehung der Molekülorbitaltheorie notwendig.

Literatur

• Reinhart Ahlrichs: Gillespie‐ und Pauling‐Modell — ein Vergleich. In: Chemie in unserer Zeit. Band 14, Nr. 1, 1980, S. 18–24, doi:10.1002/ciuz.19800140104. 
• Ronald J. Gillespie, Edward A. Robinson: Models of molecular geometry. In: Chemical Society Reviews. Band 34, Nr. 5, 2005, S. 396–407, doi:10.1039/B405359C. 
• R. J. Gillespie, I. Hargittai: The VSEPR Model of Molecular Geometry. 8. Aufl., Allyn & Bacon, Boston 1991, ISBN 978-0-205-12369-8.

Weblinks

Wikibooks: Allgemeine und Anorganische Chemie/ Struktur von Molekülen – Lern- und Lehrmaterialien

Einzelnachweise

1. A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 1995, ISBN 3-11-012641-9, S. 136.

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