Bindungsgeometrie

Bindungsgeometrie beschreibt die räumliche Anordnung der Atombindungen um ein zentrales Atom in Molekülen oder Ionen. Sie gibt an, wie viele Bindungspartner sich um das zentrale Atom befinden und wie diese Bindungen zueinander orientiert sind. In der Regel wird die Bindungsgeometrie mit der Elektronenpaargeometrie in Verbindung gebracht: Die Elektronenpaare (Bindungen und freie Elektronenpaare) stellen Abstoßungen zueinander her, die die Anordnung der Bindungen bestimmen. Die VSEPR-Theorie (Valence Shell Electron Pair Repulsion) dient als verbreitete Grundlage zur Vorhersage dieser Geometrien.

Zu den häufigsten Bindungsgeometrien gehören linear, trigonal planar, tetraedrisch, trigonal bipyramidal und oktahedral. Linear bedeutet zwei Bindungen in 180 Grad, wie bei CO2. Trigonal planar zeigt drei Bindungen in 120 Grad, wie bei BF3. Tetraedrisch entspricht vier Bindungen mit einem idealen Winkel von 109,5 Grad, etwa bei CH4. Trigonal bipyramidal hat Unterschiede zwischen äquatorialen und axialen Winkeln (90° bzw. 120°), wie bei PCl5. Oktaedral bedeutet sechs Bindungen in 90 Grad, wie bei SF6. In komplexeren Molekülen kann die tatsächliche Geometrie durch Mehrfachbindungen, Elektronegativität und Sterik leicht von den Idealwerten abweichen.

Lone-Paare beeinflussen die Bindungsgeometrie stark. Freie Elektronenpaare verdrängen Bindungen stärker und verkürzen oder verlängern Winkel, was zu abweichenden Formen führt. Beispiele: Wasser H2O hat eine gebrochene Geometrie (ungefähr 104,5°) aufgrund zweier freier Elektronenpaare; Ammoniak NH3 hat eine trigonal primäre Geometrie mit etwa 107°. Die Bindungsgeometrie ist entscheidend für Eigenschaften wie Reaktivität, Dipolmoment und Stabilität von Molekülen. In Koordinationschemie wird oft von Koordinationsgeometrien wie Octahedral oder Tetrahedral gesprochen.