Koordinations-Geometrie

Bei der linearen Koordination befinden sich zwei Liganden gemeinsam mit dem Zentralatom auf einer geraden Linie. Der Bindungswinkel beträgt 180°.

Beispiele für Moleküle mit linearer Koordination sind das Kohlendioxid CO₂ und Xenondifluorid. Lineare Anionen sind das Azid-Ion N₃^- und das Thiocyanat-Ion SCN^-, ein lineares Kation das Nitronium-Ion NO₂⁺.

In der Chemie haben Moleküle mit einer nicht kollinearen Anordnung zweier benachbarter Bindungen eine gewinkelte Molekülgeometrie. Bestimmte Atome wie Sauerstoff besitzen aufgrund ihrer Elektronenkonfiguration fast immer zwei (oder mehr) kovalente Bindungen in nicht-lineare Richtungen. Wasser (H₂O) ist das bekannteste Beispiel hierfür.

Es gibt verschiedene Varianten der Winkelung, wobei AX₂E₂ (sterische Zahl = 4; E = freies Elektronenpaar) am häufigsten ist: Zwei kovalente Bindungen und zwei einzelne Elektronenpaare des Zentralatoms bilden eine vollständige 8-Elektronen-Hülle. Der Bindungswinkel am zentralen Atom liegt zwischen 104° und 109,5 °, abhängig von der Art der Liganden.

Beispiele für eine gewinkelte Molekülgeometrie: Wasser H₂O, Schwefeldioxid SO₂, Stickstoffdioxid NO₂, die R-O-H Gruppe; Ozon O₃ und NO₂ für B (in der Abbildung, Winkel ca. 120 °, sterische Zahl = 3) u. a.

Englisch Bezeichnungen: Angular; bent molecular geometry.

Bei der trigonal-planaren Koordination befinden sich drei Liganden gemeinsam mit dem Zentralatom auf einer dreieckigen Fläche. Der Bindungswinkel beträgt 120°.

Beispiele für Moleküle mit trigonal-planarer Koordination sind das Bortrifluorid BF₃, Schwefeltrioxid SO₃ etc. Zu den Trigonal-planar koordinierten Ionen zählen u. a. das Nitrat-und das Carbonat-Ion.

Bei der trigonal-pyramidalen Koordination befinden sich die drei Liganden auf einer dreieckigen Fläche, die die Basis einer gedachten dreiseitigen Pyramide bildet. Das Zentralatom befindet sich an der Spitze der Pyramide; ein freies Elektronenpaar gegebenenfalls darüber. Der Bindungswinkel kann zwischen 90° und 109,5 ° betragen.

Beispiele für Moleküle mit trigonal-pyramidaler Koordination sind die Pnictogenhydride XH₃, wie Ammoniak NH₃, Phosphin etc. sowie Phosphin u. a. Zu den Trigonal-planar koordinierten Ionen zählen u. a. das Chlorat-Ion.

Eine T-förmige Geometrie, wenn drei Liganden und zwei einzelne Elektronenpaare an ein Zentralatom gebunden sind. Diese T-Form hängt mit der trigonal-bipyramidalen Molekülgeometrie für AX₅-Moleküle mit drei äquatorialen und zwei axialen Liganden zusammen (siehe unten). Die Bindungswinkel sind 90° und 180 °.

Beispiele für Moleküle mit T-förmiger Koordination sind die Halogentrifluoride wie ClF₃.

Englisch Bezeichnung: T-shaped.

Bei der quadratisch-planaren Koordination befinden sich vier Liganden gemeinsam mit dem Zentralatom auf einer gleichseitig-viereckigen Fläche. Der Bindungswinkel beträgt 90°. Die angedeuteten Orbitale und das Oktaeder dienen der Veranschaulichung der Geometrie bzw. der Pseudo-Struktur.

Beispiele für Moleküle mit quadratisch-planarer Koordination sind das Xenontetrafluorid XeF₄, das Tetrachloroplatinat-Anion [PtCl₄]^2- etc.

Bei der tetraedrischen Koordination platzieren sich 4 Liganden so um das Zentralatom, dass sie sich an den Ecken eines gedachten Tetraeders befinden. Der Bindungswinkel beträgt bei identischen Liganden 109,5°.

Beispiele für Moleküle mit tetraedrischer Koordination sind das Nickeltetracarbonyl, die organische Verbindung Methan und der Diamant, bei dem jedes Kohlenstoff-Atom von 4 weiteren C-Atomen umgeben ist.

Englisch: tetrahedral.

Bei der trigonal-bipyramidalen Koordination platzieren sich 5 Liganden so um das Zentralatom, dass sie sich an den Ecken einer gedachten dreieckigen Doppelpyramide befinden. Die drei in der schraffierten Ebene gelegenen Atome bzw. Atomgruppen werden hier als äquatoriale (eq), die dazu auf einer senkrechten Linie befindlichen, kollinearen Atome als axiale (ax) oder apikale Liganden bezeichnet; der Bindungswinkel beträgt jeweils 120° bzw. 90°.

Beispiele für Moleküle mit trigonal-bipyramidaler Koordination sind das Phosphorpentachlorid PCl₅, das Pentachlorstannat-Anion und Eisenpentacarbonyl.

Bei der quadratisch-pyramidalen Koordination platzieren sich 5 Liganden so um das Zentralatom, dass sie sich an den Ecken einer gedachten Pyramide befinden. Die vier in der schraffierten Ebene gelegenen Atome bzw. Atomgruppen werden hier als äquatoriale (eq), das dazu auf einer senkrechten Linie befindliche Atom als axialer (ax) Ligand bezeichnet.

Beispiele für Moleküle mit quadratisch-pyramidaler Koordination sind das Chlorpentafluorid ClF₅ und das Pentachloromanganat-Anion [MnCl₅]^2-.

Bei der oktaedrischen Koordination platzieren sich 6 Liganden so um das Zentralatom, dass sie sich an den Ecken eines gedachten Oktaeders befinden. Der Bindungswinkel beträgt bei gleichartigen Liganden 90°.

Beispiele für Moleküle mit tetraedrischer Koordination sind das Hexachloroplatin(IV)-Dianion [PtCl₆]^2- oder auch die Hexaaquaeisen-Komplexe [Fe(H₂O)₆]²⁺ und [Fe(H₂O)₆]³⁺.

Englisch: octahedral.

Das trigonale Prisma ist eine bei Koordinationsverbindungen der Koordinationszahl 6 seltener anzutreffendes Koordinationspolyeder. Die 6 Liganden platzieren sich so um das Zentralatom, dass sie sich an den Ecken des gedachten Dreiecksprismas befinden.

Beispiele für Moleküle mit trigonal-prismatischer Koordination sind das neutrale Hexamethylwolfram [W(CH₃)₆] (analog: Mo, Re), der einfach geladene Hexamethyltantal(V)-Komplex [Ta(CH₃)₆]^- und [Zr(CH₃)₆]^2-.

Englisch: trigonal prismatic.