6.1.4. Moleküle mit oktaedrischer Geometrie
Wie kommt es dazu ?
Von einem Atom gehen 6 Bindungen aus. Das Atom hat keine freien (einsamen) Elektronenpaare.
Nach dem VSEPR–Modell stoßen sich die Elektronenpaare ab. Sie versuchen, sich möglichst weit voneinander zu entfernen und ordnen sich daher in den Ecken eines Oktaeders an. Wir nennen diese Anordnung den AL6–Molekültyp.
Was wissen wir über die Liganden ?
Alle 6 Liganden (d.h. die Atome, die ans Zentralatom gebunden sind) sind äquivalent. Jeder der 6 Liganden hat 4 Nachbarliganden, zu denen er den gleichen Abstand hat. Zum fünften (gegenüberliegenden) Liganden ist der Abstand größer.
Die Bindung eines jeden Liganden zum Zentralatom hat zu den 4 Bindungen zu den Nachbarliganden einen Winkel von 90°, zur Bindung zum gegenüberliegenden Ligand einen Winkel von 180°.
Ansehen : Starten Sie die JSmol–Visualisierung durch Anklicken des Oktaeders in Bild 1. Betrachten Sie das Molekül aus verschiedenen Richtungen und blenden Sie in 3 Schritten einen Oktaeder ein und wieder aus.
Wo tritt oktaedrische Geometrie auf ? Allgemein …
2 Voraussetzungen müssen erfüllt sein :
- Das Atom muss groß genug sein, damit 6 Liganden drumherum Platz haben. Bei den Elementen der dritten Periode (Natrium bis Argon) und der weiteren Perioden ist diese Voraussetzung erfüllt. Dazu gehören natürlich auch die Übergangsmetalle.
- Das Atom muss 6 Bindungen ausbilden können. Hierzu gibt es 2 Möglichkeiten.
Bei den Elementen der dritten und der weiteren Perioden gilt die Oktettregel nicht mehr. Die Valenzschale kann mehr als 8 Elektronen aufnehmen, so dass das Atom mehr als 4 kovalente Bindungen ausbilden kann.
Die andere Möglichkeit ist die Bildung von 6 nichtkovalenten Bindungen, zum Beispiel Wasserstoffbrückenbindungen oder Dipol–Dipol–Wechselwirkungen.
Dementsprechend sind Moleküle vom Typ AL6 überaus häufig. Verbindungen der verschiedensten Haupt– und Nebengruppenelemente (ab der 3. Periode) zeigen oktaedrische Koordination, ebenso Ionen, die sich mit einer Hydrathülle umgeben haben.
… und konkret : Beispiele
Bild 2 : Molekül von Schwefelhexafluorid.
Schwefelhexafluorid SF6. – Das Schwefelatom ist oktaedrisch von 6 Fluoratomen umgeben. Das heißt, das Schwefelatom befindet sich in der Mitte (im Schwerpunkt) des Oktaeders, und die 6 Fluoratome an seinen Ecken.
Bild 2 zeigt die Situation. Das Schwefelatom ist gelb gefärbt, die Fluoatome cyan (hellblau).
Mehr Informationen zu Schwefelhexafluorid finden Sie in Kapitel 23.6.
Bild 3 : Die Ionen im Natrium–hexafluorophosphat. Daten aus L–288. Farbcodierung : Natrium, Phosphor, Fluor. Bildnachweis.
Natrium–hexafluorophosphat NaPF6. – Gern wählt man bei den Beispielen ungeladene Moleküle. Aber das muss nicht sein. Hier ist eine Verbindung, die aus Ionen besteht. Das eine ist ein einzelnes Natrium–Ion, es hat keine Geometrie. Vom anderen, einem PF6––Ion, kann man die Geometrie bestimmen.
Zuerst zählen wir die Valenzelektronen im PF6––Ion. Das Phosphoratom hat 5, jedes der 6 Fluoratome eines. Dazu kommt ein Elektron, das von der einfach negativen Ladung des PF6––Ions stammt. Zusammen sind es 12 Valenzelektronen, somit 6 Elektronenpaare. Sie ordnen sich gemäß dem VSEPR–Modell an den Ecken eines Oktaeders an. Also hat das PF6––Ion oktaedrische Geometrie.
Bild 3 zeigt das PF6––Ion, das dem Schwefelhexafluorid–Molekül zum Verwechseln ähnlich sieht, zusammen mit einem Natrium–Ion, das zum Ladungsausgleich nötig ist. Die Daten für Bild 3 stammen aus L–288.
Mehr über die Kristallstruktur von Natrium–hexafluorophosphat erfahren Sie in Kapitel xxx – demnächst.
Ganz andere Baustelle : Ionenkristalle
Alles, was bis hier geschrieben wurde, gilt für Atome, von denen 6 gerichtete Bindungen (z.B. Atombindungen, polare Atombindungen, Wasserstoffbrückenbindungen) ausgehen.
In einem Ionenkristall sind keine solchen Bindungen vorhanden, die sich abstoßen könnten. Wieviele Anionen sich um ein Kation lagern (und umgekehrt), ist nur eine Platzfrage. Um ein Ion können sich viele kleine, aber nur wenige große andere Ionen anordnen. Die oktaedrische Koordination ist auch in Ionenkristallen sehr häufig.
Beispiele für Ionenkristalle mit oktaedrischer Koordination :
Infobereich
Alle Bilder dieser Seite : Lizenz CC–BY–SA–4.0. Bildnachweis und Lizenzinfo.
Text : Lizenz CC–BY–SA–4.0. Lizenzinfo.
Impressum Datenschutzerklärung