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°.


Oktaedergeometrie interaktiv

Ansehen : Starten Sie die Jmol–Visualisierung durch Anklicken des Oktaeders. 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 :

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

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 :

 

 

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