EPA-Modell – räumliche Struktur in Molekülen 06:54 min
Transkript EPA-Modell – räumliche Struktur in Molekülen
Hallo! Heute wollen wir uns mit dem Elektronenpaar-Abstoßungs-Modell, kurz EPA-Modell, beschäftigen. Vielleicht hast du dich schon einmal gefragt, welche Geometrie Moleküle einnehmen können und warum bestimmte Formen für einige Moleküle typisch sind. Bisher hast du dich wahrscheinlich in der Schule nur mit Lewis-Formeln beschäftigt. Leider kann man dort nicht erkennen, welche Geometrie ein Molekül besitzt. Wir wollen dies heute mit dem EPA-Modell einmal näher erläutern. Sehen wir uns als erstes das Methanmolekül an. Methan besitzt die Summenformel CH4. Aber wie sieht die Strukturformel aus und welche Geometrie nimmt dieses Molekül ein?
Um die Geometrie des Moleküls zu ermitteln, hilft uns das EPA-Modell. Dieses taucht in Lehrbüchern auch oft als VSEPR-Modell auf, was einfach nur die Abkürzung des englischen Namen ist. An das Kohlenstoffatom sind vier Wasserstoffatome gebunden. Es befinden sich also 4 bindende Elektronenpaare am Kohlenstoffatom. Diese Elektronenpaare stoßen sich ab, sodass die Substituenten sich mit möglichst großen Abstand um das Kohlenstoffatom anordnen. Die entstehende Geometrie ist ein Tetraeder. Diesen typischen Tetreader des Methanmoleküls hast du ja vielleicht auch schon einmal gesehen. Im Molekül betragen somit alle Winkel 109,5 Grad. Diesen Winkel bezeichnet man auch als idealen Tetraeder-Winkel. Wir sehen uns nun als nächstes Beispiel Bortrifluorid an. Hier haben wir Bor als zentrales Atom umgeben von drei Fluoratomen. Wenn nun die Fluoratome den größtmöglichen Abstand zueinander einnehmen, erhalten wir eine trigonal-planare Struktur. Also sind die Fluoratome so angeordnet, als würden sie auf den Ecken eines ebenen Dreiecks sitzen. Die Bindungwinkel im Molekül betragen 120 Grad. Nun zu einem Beispiel, indem wir zwei Substituenten an einem Atom haben. Bei Berylliumchlorid befinden sich am Beryllium zwei Chlorsubstituenten. Wenn die Substituenten am weitesten voneinander entfernt sind, erhalten wir eine lineare Molekülgeometrie. Auch Beispiele für Verbindungen mit fünf oder sechs Substituenten lassen sich schnell finden.
Im Phosphorpentachlorid bilden die Chloratome um das Phosphoratom eine trigonal-bipyramidale Anordnung. Drei Chloratome bilden dabei eine trigonale Grundfläche und je ein Chloratom befindet sich in axialer Position über beziehungsweise unter der Ebene, wodurch die Bipyramide gebildet wird. Im Schwefelhexafluorid befinden sich am sechs Fluoratome am Schwefelatom. Der maximale Abstand zwischen den Atomen wird in einem Oktaeder erreicht. Die Substituenten ordnen sich also immer mit größt möglichen Abstand an.
Betrachten wir nun das Ammoniakmolekül. Es befinden sich drei Wasserstoffatome am Stickstoffatom, sodass sich eine trigonal planare Geometrie vermuten lässt. Wenn wir uns die Geometrie dann aber anschauen, stellen wir fest, dass das Molekül nicht planar ist, sondern trigonal pyramidal. Aber warum?
Du hast ja gelernt, dass die Abstoßung der Elektronenpaare der Grund für die Anordnung der Substituenten ist. Nun stoßen sich aber nicht nur bindende Elektronenpaare ab, sondern auch freie. Am Stickstoffatom im Ammoniak befindet sich neben den drei bindenen Elektronenpaaren auch ein freies. Insgesamt befinden sich also vier Elektronenpaare rund um den Stickstoff. Das freie Elektronenpaar wird zur Ermittlung der Geometrie einfach wie ein Substituent behandelt. Vier Substituenten ergäben also eine tetraedrische Geometrie. Da real aber nur drei Substituenten am Stickstoff gebunden sind, ergibt sich allerdings kein Tetraeder, sondern eine trigonale Pyramide. Als nächstes Beispiel das Wassermolekül. Am Sauerstoff hängen zwei Wasserstoffatome, aber wie du ja sicher weißt, ist das Wassermolekül nicht linear, sondern gewinkelt. Grund dafür sind wieder die freien Elektronenpaare am Sauerstoff. Neben den zwei bindenden Elektronenpaare haben wir zwei freie Elektronenpaare, sodass sich wieder eine tetraedrische Geometrie ergibt Sieht man sich dann das Molekül ohne die freien Eektronenpaare an, ergibt sich die gewinkelte Geometrie, die wir vom Wassermolekül kennen.
Freie Elektronenpaare benötigen allerdings immer etwas mehr Platz als gebundene Substituenten. Deshalb weichen die Winkel im Ammoniak-Molekül und im Wassermolekül auch etwas vom idealen Tetraederwinkel von 109,5 grad ab. Wenn freie Elektronenpaare mehr Platz brauchen, werden die Winkel natürlich kleiner, sodass im Ammoniak Bindungswinkel von 107 grad zu finden sind und im Wassermolekül Winkel von 104 grad.
Du hast heute gelernt, wie du die räumliche Form von Molekülen mit Hilfe des EPA-Modells bestimmen kannst. Du weißt nun auch, dass du die freie Elektronenpaare berücksichtigen musst, da sich diese ebenfalls abstoßen und Einfluss auf den Bindungswinkel nehmen. Wir haben ebenfalls besprochen, dass die Substituenten immer den größtmöglichen Abstand zueinander einnehmen und daraus die Molekülgeometrie resultiert. Tschüß und bis bald!
Videobeschreibung
In diesem Video wird gezeigt, wie das EPA-Modell verwendet werden kann und welche Geometrie Moleküle einnehmen können. Es wird an verschiedenen Beispielen erklärt, welchen Einfluss freie Elektronenpaare auf die Geometrie eines Moleküls haben können. Außerdem werden die wichtigsten geometrischen Formen anhand von Beispielen gezeigt.
Die Tutoren:
EPA-Modell – räumliche Struktur in Molekülen
EPA-Modell – räumliche Struktur in Molekülen Übung
Du möchtest dein gelerntes Wissen anwenden? Mit den Aufgaben zum Video EPA-Modell – räumliche Struktur in Molekülen kannst du es wiederholen und üben.
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Erkläre, wie die Geometrie in Molekülen bestimmt wird.
Tipps
Die Abkürzung EPA bedeutet Elektronenpaar-Abstoßungs-Modell
Lösung
Im EPA-Modell wird davon ausgegangen, dass sich die Substituenten mit größtmöglichen Abstand um ein Molekül anordnen, da sich die Elektronenpaare der Bindungen gegenseitig abstoßen. Daraus resultieren dann die entsprechenden Molekülgeometrien. Es werden dabei allerdings nicht nur die bindenenden Elektronenpaare berücksichtigt, sondern auch die freien Elektronenpaare. Diese benötigen sogar ein bisschen mehr Platz und beeinflussen somit auch die entstehende Molekülgeometrie.
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Gib die Bindungswinkel zu folgenden Verbindungen an.
Tipps
Freie Elektronenpaare benötigen mehr Platz als gebundene Substituenten.
Lösung
Bei der Bestimmung der Molekülgeometrie werden immer alle Elektronenpaare am zentralen Atom berücksichtigt. Im Methanmolekül befinden sich vier bindende Elektronenpaare am Kohlenstoff, bei Ammoniak sind es drei bindende und ein freies Elektronenpaar und im Wassermolekül sind es zwei bindende und zwei freie Elektronenpaare. In allen drei Molekülen sollten also Tetraederwinkel zu erwarten sein, da sich die vier Elektronenpaare mit möglichst großem Abstand zueinander anordnen. Tatsächlich sind aber nur im Methanmolekül Tetraederwinkel von 109,5° zu finden. Im Ammoniakmolekül ist der Winkel kleiner und liegt bei 107° und im Wassermolekül liegt der Bindungswinkel sogar nur bei 104°. Ursache dafür ist, dass die freien Elektronenpaare mehr Platz benötigen als die Bindungselektronenpaare. Da im Wassermolekül sogar zwei freie Elektronenpaare am Sauerstoff sind, benötigen sie noch mehr Platz, weshalb der Winkel zwischen den Wasserstoffatomen noch kleiner wird. Im Kohlenstoffdioxid sind zum Sauerstoff Doppelbindungen ausgebildet. Hier befinden sich zwar auch vier bindende Elektronenpaare am Kohlenstoff, aber nur zwei Substituten. Die Geometrie des Moleküls ist daher linear und der Winkel beträgt 180°.
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Bestimme die Verbindung, die folgende Geometrie hat.
Tipps
Für eine trigonal-pyramidale Geometrie werden drei Substituenten am zentralen Atom benötigt.
Lösung
Abgebildet siehst du eine Molekülgeometrie mit drei Substituenten am zentralen Atom. Laut EPA-Modell würden sich drei Substituenten, wenn sie sich so weit wie möglich entfernt voneinander anordnen, trigonal planar anordnen. Da hier eine pyramidale Geometrie vorliegt, muss sich zusätzlich am zentralen Atom noch ein freies Elektronenpaar befinden. Schauen wir uns nun die gegebenen Beispiele an: $HCl$ und $CH_4$ haben beide keine drei Substituenten. Bleiben noch $BF_3$ und $PCl_3$. Bor steht in der dritten Hauptgruppe und hat damit drei Außenelektronen. In der Verbindung geht also jedes Außenelektron eine Bindung mit je einem Fluoratom ein. Phosphor dagegen steht in der fünften Hauptgruppe und hat somit fünf Außenelektronen. In $PCl_3$ gehen nun drei dieser Außenelektronen eine Bindung zu je einem Chloratom ein. Damit bleibt ein freies Elektronenpaar am Phosphor ungebunden. Die Geometrie von $BF_3$ ist deshalb trigonal planar, weil kein freies Elektronenpaar am Bor ist und im $PCl_3$ ist die Geometrie trigonal-pyramidal, weil ein freies Elektronenpaar am Phosphor ist.
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Gib die Geometrie zu folgenden Verbindungen an.
Tipps
Zähle die Elektronenpaare am zentralen Atom.
Tetra- bedeutet 4. Hexa- bedeutet 6.
Lösung
Das EPA-Modell geht davon aus, dass sich die Elektronenpaare um ein Atom immer mit größtmöglichen Abstand anordnen, da sie sich abstoßen. Dabei ist es egal, ob es sich um freie Elektronenpaare oder um Bindungselektronenpaare handelt.
Im Tertrachlorsilan $SiCl_4$ befinden sich vier Bindungselektronenpaare am Silicium. Die vier Paare ordnen sich also mit größtmöglichen Abstand an, sodass auch die Chloratome im größtmöglichen Abstand angeordnet sind. Es entsteht so eine tetraedrische Geometrie. Auch im Ammoniumion ${NH_4}^+$ entsteht diese Geometrie. Da sich die Elektronenpaare abstoßen, ist für die Geometrie irrelevant, welche Substituenten gebunden sind. Also auch, wenn wie im Chloroform $CHCl_3$ ein Wasserstoffatom und drei Chloratome gebunden sind, ergibt sich eine tetraedrische Geometrie. Allerdings weichen bei sehr unterschiedlich großen Substituenten die Winkel etwas vom idealen Tetraederwinkel ab.
Bei sechs Elektronenpaaren entsteht ein Oktaeder. Sind auch sechs Substituenten gebunden, ist das Molekül also oktaedrisch, wie im Fall von Hexafluorophosphat ${PF_6}^-$ und Schwefelhexafluorid $SF_6$.
Allerdings befinden sich nicht immer auch genauso viele Elektronenpaare am zentralen Atom wie Substituenten. Im Oxoniumion $H_3O^+$ befinden sich vier Elektronenpaare am Sauerstoff. Drei davon binden an die Wasserstoffatome und ein Elektronenpaar ist frei. Dieses freie Elektronenpaar wird bei der Geometriebestimmung auch berücksichtigt. Es ergibt sich also eine tetraedrische Geometrie durch die Elektronenpaare. Da aber nur drei Substituenten am Sauerstoff gebunden sind (das freie Elektronenpaar als Substituent also nicht sichtbar ist), hat das Molekül eine trigonal-pyramidale Geometrie.
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Nenne die Verwendung des EPA-Modells.
Tipps
Was wird durch die Abstoßung der Elektronenpaare an einem zentralen Atom in einem Molekül beeinflusst?
Lösung
Das Elektronenpaar-Abstoßungs-Modell, kurz EPA-Modell wird verwendet, um damit die Molekülgeometrie zu bestimmen. Es wird davon ausgegangen, dass sich Elektronenpaare abstoßen und sich somit weitmöglichst voneinander anordnen. Auf dieser Grundlage lassen sich die Molekülgeometrien vorhersagen.
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Bestimme die Geometrie zu folgenden Verbindungen.
Tipps
Zähle die Elektronenpaare am zentralen Atom.
Lösung
Als erstes bestimmst du die Elektronenpaare am zentralen Atom. Germanium steht in der vierten Hauptgruppe und so gehen seine vier Außenelektronen alle je eine Bindung zu einem Bromatom ein. Die vier Substituenten sind somit mit größtmöglichem Abstand, also tetraedrisch um das Germanium in $GeBr_4$, angeordnet.
Im Bortriflourid $BF_3$ befinden sich drei Flouratome am Bor. Bor steht in der dritten Hauptgruppe, sodass wieder alle Außenelektronen gebunden sind. Es entsteht somit eine Geometrie, in der die Fluoratome mit größtmöglichem Abstand angeordnet sind, also eine trigonal planare Geometrie.
Im $CO_2$ befinden sich zwei Sauerstoffatome am Kohlenstoff und vier Elektronenpaare. Da zwischen Sauerstoff und Kohlenstoff aber Doppelbindungen ausgebildet sind, befinden sich keine freien Elektronenpaare am Kohlenstoff. Die Geometrie ist daher also linear.
Im Schwefeldioxid $SO_2$ befinden sich auch zwei Sauerstoffatome am Schwefel. Da Schwefel aber in der sechsten Hauptgruppe steht und Kohlenstoff in der vierten, befindet sich in $SO_2$ ein zusätzliches Elektronenpaar, welches frei bleibt. Dieses Elektronenpaar sorgt dann für eine trigonal planare Geometrie. Da das freie Elektronenpaar im Molekül aber nicht sichtbar ist, ist die Molekülgeometrie gewinkelt.
15 Kommentare
Das Video hat mir sehr geholfen, danke :)
Gutes Video, doch was was waren das für EPA-Modelle ganz am Ende wo Sie Tschüss gesagt haben ;D
SPAß
Hallo Goforit,
das Molekül ist trigonal-bi-pyramidal. Daher gibt es Bindungswinkel mit 90° und mit 120°. 120° bei den 3 Bindungen in der Mittelfläche und jeweils 90° von diesen zu den Spitzen der Doppelpyramide.
Liebe Grüße aus der Redaktion.
Wie groß ist dann der Winkel zwischen den Teilchen/Atomen/Elementen?! bei PCl5?
Hallo Claudius R.,
H-Cl besteht aus einem Wasserstoffatom und einem Chloratom, die durch eine Einfachbindung verbunden sind. Die Bindung ist durch die Elektronegativitätsdifferenz polarisiert.
Liebe Grüße aus der Redaktion.
Wie sieht den HCL aus?
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Bei der 3. Aufgabe fehlt das Molekül bei mir
danke das hat mir sehr geholfen :D
@Claudia,
ja, das hast du richtig verstanden.
Der Satz zur Hauptgruppe des Kohlenstoffes ist vergleichend zum vorherigen Absatz gemeint.
Hallo tolles video,
Verstehe jedoch bei Aufgabe 5 nicht die Erklärung im Zusammenhang mit dem SO2 Atom. Wieso spielt es da eine Rolle in welcher Hauptgruppe Kohlenstoff ist? Die richtige Erklärung wäre doch, dass das Schwefel- Atom jeweils eine Doppelbindung mit einem Sauerstoffatom hat und daher jeweils 2 seiner Elektronen mit einem Sauerstoffatom teilt. Ihm bleiben also noch 2 seiner elektronen übrig ( 6 - 2*2=2) also ein freies Elektronenpaar. Dieses Elektronenpaar welches aber nicht sichtbar ist, führt dann zur gewinkelten Geometrie des Moleküls.
Oder habe ich etwas falsch verstanden?
Sehr schönes Video. Da die EPA aber im Zusammenhang mit der Atombindung eingeführt wird, führen die ersten Beispiele zu Verwirrung, da die Zentralatome die Edelgaskonfiguration micht erfüllen.
Suuuper!!! Hat mir ganz klasse geholfen! :-)
Danke das video war sehr hilfreich!
Großartiges Video!