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Ok alles klar. Muss es nur noch in der Klausur genauso hinkriegen :-D .

XeF[t]2[/t]:
AB[t]2[/t]E[t]3[/t] stimmt, pseudo-trigonal-bipyramidal stimmt auch. Sehr gut!
Ich habe ja, glaube ich, schon mal geschrieben, dass freie Elektronenpaare mehr Platz brauchen als Liganden. Jetzt musst du dir einfach überlegen, wo sie in einer trigonalen Bipyramide denn meisten Platz zu den Nachbaren haben. Es gibt die frei Positionen in der trigonalen Ebene (äquatoriale Positionen) und es gibt die beiden Spitzen (axiale Positionen). Ein äquatorialer Ligand hat zwei Nachbaren in der äquatorialen Ebene, Abstand 120°, und zwei axiale Nachbaren, Abstand 90°. Ein axialer Ligand hat drei äquatoriale Nachbaren, Abstand 90°. (Mal dir am besten ein Bild mit den Winkeln, das hilft echt). Wie du sehen kannst, hast du also
1) äquatoria: 2 * 90°, 2 * 120°
2) axial: 3 * 90°
In der äquatorialen Ebene hat man nur zwei 90° Nachbaren, das ist besser. Also nehmen die drei freien Elektronenpaare die drei äquatorialen Positionen ein und die beiden Fluor-Atome gehen auf die axialen Positionen. Das bedeutet, das Molekül ist linear.

NO[t]2[/t]:
Stimmt, das Radikal-Elektron wird wie ein freies Elektronen-Paar behandelt. AB[t]2[/t]E stimmt, pseudo-trigonal-planar stimmt auch. Real wäre es gewinkelt.

N[t]3[/t][h]-[/h]:
B bedeutet nicht unbeding, dass es eine andere Atomsorte sein muss. Ist bedeutet eigentlich nur, dass das das Zentralatom ist, also hast du das ganz richtig gemacht, ein N als B und zwei als A. Die Lewis-Formel stimmt auch so, wie du das gesagt hast. AB2 stimmt auch, linear ist auch richtig. Super!

Ozon hast du auch richtig gemacht. Pseudo-tridonal planar, real gewinkelt.

Sieht so aus, als hättest du es kappiert!

Taleyra

XeF[t]2[/t]:
Das Xeon hat drei freie Elektronenpaare, Oxidationszahl +II und zwei Einfachbindungen zu den beiden Fluor-Atomen, die jeweils -I haben. Richtig?
Damit wäre das dann vom Typ AB[t]2[/t]E[t]3[/t] -> AB[t]5[/t] -> pseudo- trigonale Bipyramide. Wo sind dann die freien Elektronenpaare im Raum?


NO[t]2[/t]:
Hier hat der Stickstoff ein Radikal-Elektron. Kann ich das also auch wie im ClO[t]2[/t] als freies Elektronenpaar ansehen? Das wäre dann also AB[t]2[/t]E -> AB[t]3[/t] -> dreieckig -planar.

N[t]3[/t][h]-[/h]:
Passt ja eigentlich nicht mehr in dieses AB-Schema. Nimmt man sich dann einfach ein Stickstoff-Atom als A und die beiden anderen als B? In der Lewis-Formel sind zwischen den Stickstoffen Doppelbindungen, die links und rechts haben zwei freie Elektronenpaare. Richtig? Das Zentralatom hat also keine, d.h. man hätte eine AB[t]2[/t]-Verbindung -> linear.

Im Gegensatz dazu wäre aber O[t]3[/t] wegen seinem freien Elektronenpaar am Zentralatom pseudo-trigonal-planar.

chris