Über 1,6 Millionen Schüler*innen nutzen sofatutor!
  • 93%

    haben mit sofatutor ihre Noten in mindestens einem Fach verbessert

  • 94%

    verstehen den Schulstoff mit sofatutor besser

  • 92%

    können sich mit sofatutor besser auf Schularbeiten vorbereiten

EPA-Modell – räumliche Struktur von Molekülen

Erfahre in diesem Artikel, wie das Elektronenpaar-Abstoßungs-Modell (EPA) die räumliche Anordnung von Molekülen erklären kann. Lerne die Regeln kennen und sieh dir Beispiele für Methan, Ammoniak und mehr an! Interessiert? Das und vieles mehr findest du im folgenden Text.

Video abspielen
Du willst ganz einfach ein neues Thema lernen
in nur 12 Minuten?
Du willst ganz einfach ein neues
Thema lernen in nur 12 Minuten?
  • Das Mädchen lernt 5 Minuten mit dem Computer 5 Minuten verstehen

    Unsere Videos erklären Ihrem Kind Themen anschaulich und verständlich.

    92%
    der Schüler*innen hilft sofatutor beim selbstständigen Lernen.
  • Das Mädchen übt 5 Minuten auf dem Tablet 5 Minuten üben

    Mit Übungen und Lernspielen festigt Ihr Kind das neue Wissen spielerisch.

    93%
    der Schüler*innen haben ihre Noten in mindestens einem Fach verbessert.
  • Das Mädchen stellt fragen und nutzt dafür ein Tablet 2 Minuten Fragen stellen

    Hat Ihr Kind Fragen, kann es diese im Chat oder in der Fragenbox stellen.

    94%
    der Schüler*innen hilft sofatutor beim Verstehen von Unterrichtsinhalten.
Bewertung

Ø 4.6 / 7 Bewertungen
Die Autor*innen
Avatar
Team Digital
EPA-Modell – räumliche Struktur von Molekülen
lernst du in der 9. Klasse - 10. Klasse - 11. Klasse - 12. Klasse - 13. Klasse

EPA-Modell – räumliche Struktur von Molekülen Übung

Du möchtest dein gelerntes Wissen anwenden? Mit den Aufgaben zum Video EPA-Modell – räumliche Struktur von Molekülen kannst du es wiederholen und üben.
  • Tipps

    EPA steht für Elektronenpaarabstoßung.

    Lösung

    Das EPA-Modell erklärt, wie die Molekülstruktur, also die räumliche Anordnung der Atome in einem Molekül, im Wesentlichen durch zwei Dinge bestimmt wird:

    • durch die Anzahl der Bindungspartner im Molekül und
    • durch die Elektronenpaarabstoßung.

    Dafür steht EPA-Modell: Elektronenpaarabstoßungs-Modell.

    Manchmal ist auch von VSEPR-Modell die Rede. Das ist die englische Version: Valence Shell Electron Pair Repulsion. Es geht also um die Elektronen der äußersten Schale, die Valenzelektronen.

    Kurz zusammengefasst: Mit Elektronenpaarabstoßung ist also gemeint, dass die negativ geladenen Elektronen sich gegenseitig abstoßen.

    Dabei spielen sowohl die bindenden als auch die nicht bindenden Elektronenpaare eine Rolle.

    Nicht bindende Elektronenpaare brauchen mehr Platz als Bindungselektronenpaare. Dadurch „drücken“ sie die benachbarten Bindungen enger zusammen, sodass sich die Winkel zwischen den Bindungen verkleinern. Deshalb weichen die tatsächlichen Bindungswinkel manchmal von den theoretischen Werten ab.

  • Tipps

    Bei einem trigonal-planaren Molekül betragen die drei Bindungswinkel zusammen $\boldsymbol{\ce{360 °}}$.

    Lösung

    Die Elektronenpaarabstoßung bestimmt die räumliche Anordnung von Molekülen mit einem Zentralatom. Dabei gilt:

    • Hat das Zentralatom vier Substituenten und keine freien Elektronenpaare, dann ordnen sie sich tetraedrisch an. So sind die Abstände zwischen ihnen möglichst groß. Die Bindungswinkel betragen in diesem Fall $\boldsymbol{\ce{109,\!5 °}}$.
    • Gibt es nur drei Bindungspartner ohne freie Elektronenpaare, entsteht eine trigonal-planare Struktur. Die Atome liegen in einer Ebene mit Bindungswinkeln von genau $\boldsymbol{\ce{120 °}}$.
    • Bei nur zwei Substituenten ohne freie Elektronenpaare ergibt sich eine lineare Struktur mit Bindungswinkeln von $\boldsymbol{\ce{180 °}}$.
    Doppelbindungen beeinflussen diese Anordnungen nicht grundsätzlich – sie müssen ebenfalls möglichst große Abstände zueinander einnehmen.

  • Tipps

    Mit der Keilstrich-Schreibweise des Ammoniakmoleküls bekommst du einen ersten räumlichen Eindruck, in der ein Wasserstoffatom nach vorne versetzt ist und eines nach hinten.

    Bei Carbonylchlorid ordnen sich die drei Substituenten in einer Ebene, also trigonal-planar, an.

    Lösung

    Die Elektronenpaare im Ammoniakmolekül ($\boldsymbol{\ce{NH3}}$) stoßen sich gegenseitig ab und ordnen sich so an, dass der Abstand zwischen ihnen möglichst groß ist. Dabei betrachten wir zunächst alle vier Elektronenpaare (drei bindende und ein nicht bindendes) gleich: Sie bilden eine tetraedrische Anordnung, genau wie bei Methan. Für die Benennung der Molekülstruktur schauen wir aber nur auf die Atome. Da Ammoniak nur drei Bindungspartner hat, entsteht eine trigonal-pyramidale Form – also eine Pyramide mit dreieckiger Grundfläche.

    Ähnlich ist es beim Wassermolekül ($\boldsymbol{\ce{H2O}}$). Auch hier gibt es vier Elektronenpaare: zwei bindende und zwei nicht bindende. Die nicht bindenden Elektronenpaare brauchen Platz, aber nur an zwei Ecken des Tetraeders sitzen tatsächlich Atome. Deshalb ist die Molekülstruktur gewinkelt – man kann sie sich ungefähr wie ein Geodreieck vorstellen.

    Die Bindungswinkel sind etwas kleiner als beim idealen Tetraeder ($\boldsymbol{\ce{109,!5°}}$):

    • Wasser: $\boldsymbol{\ce{105°}}$
    • Ammoniak: $\boldsymbol{\ce{107°}}$
    Der Grund: Nicht bindende Elektronenpaare brauchen mehr Platz als bindende, weil sie stärker abstoßen. Das drückt die verbleibenden Bindungen etwas zusammen.

    Zusammengefasst:

    • Alle Elektronenpaare bestimmen die räumliche Anordnung.
    • Die Benennung der Molekülstruktur richtet sich aber nur nach den Atomen.

  • Tipps

    Nicht bindende Elektronenpaare benötigen etwas mehr Platz als die bindenden Elektronenpaare.

    Lösung
    • Methan $\ce{(CH4)}$ besitzt ein Zentralatom (Kohlenstoff) und vier Bindungspartner (Wasserstoffatome). Es besitzt keine freien Elektronenpaare. Daher ist die Molekülstruktur tetraedisch und der Bindungswinkel zwischen den bindenden Elektronenpaaren beträgt $\ce{109,\!5 °}$.
    • Ammoniak $\ce{(NH3)}$ besitzt ein Zentralatom (Stickstoff) mit drei Bindungspartnern (Wasserstoffatome) und ein freies Elektronenpaar. Die Molekülstruktur ist trigonal-pyramidal und die Bindungswinkel betragen etwa $\ce{107 °}$.
    • Wasser $\ce{(H2O)}$ besitzt ein Zentralatom (Sauerstoff) mit zwei Bindungspartnern (Wasserstoffatome) und somit zwei freie Elektronenpaare. Die Molekülstruktur ist daher gewinkelt und der Bindungswinkel beträgt $\ce{105 °}$.
  • Tipps

    Bei der Beschreibung der Molekülgeometrie ist die Anordnung der Atome ausschlaggebend.

    Lösung

    In einem Molekül wie Methan ($\boldsymbol{\ce{CH4}}$) ordnen sich die Bindungen so an, dass die bindenden Elektronenpaare möglichst große Abstände voneinander haben. Im dreidimensionalen Raum ist der größtmögliche Abstand erst dann erreicht, wenn sich die Wasserstoffatome räumlich gespreizt voneinander positionieren, wie auf den Ecken eines Tetraeders. Allein aus der Elektronenpaarabstoßung folgt also, dass Moleküle mit einem Zentralatom (wie hier dem Kohlenstoff) und vier Substituenten in der Realität tetraedrisch sein müssen.

    Gibt es nur drei Substituenten wie bei dem Carbonylchlorid ($\boldsymbol{\ce{COCl2}}$) ist die Molekülstruktur trigonal-planar, denn das ist im Raum (wie in der Ebene) die Anordnung mit den größtmöglichen Abständen.

    Bei nur zwei Substituenten wie bei Kohlenstoffdioxid ($\boldsymbol{\ce{CO2}}$) ist das Molekül linear.

    Dass Doppelbindungen auftauchen, ändert nichts an der Systematik. Sie halten ebenfalls den größtmöglichen Abstand zueinander.

  • Tipps

    Diese Molekülstruktur aus einem Zentralatom und fünf Substituenten ist trigonal-bipyramidal.

    Ein Oktaeder bezeichnet eine quadratisch-bipyramidale Molekülstruktur.

    Die Hauptgruppen im Periodensystem geben Auskunft über die Anzahl der Valenzelektronen.

    Lösung

    Einige Elemente, wie Phosphor und Schwefel, können mehr als vier Bindungen eingehen. In Verbindungen wie Phosphorpentachlorid $\ce{(PCl5)}$ und Schwefelhexafluorid $\ce{(SF6)}$ überschreiten sie die Oktettregel. Dennoch folgen ihre Molekülstrukturen der Elektronenpaarabstoßung:

    • $\ce{PCl5}$ hat eine trigonal-bipyramidale Struktur: Drei Atome liegen in einer Ebene, zwei weitere sitzen darüber und darunter.
    • $\ce{SF6}$ besitzt eine oktaedrische oder quadratisch-bipyramidale Struktur, da sich sechs Fluoratome mit maximalem Abstand um das Schwefelatom anordnen.
    Auch nicht bindende Elektronenpaare beeinflussen die Geometrie:

    • Xenontetrafluorid $\ce{(XeF4)}$ hat vier Bindungspartner und zwei nicht bindende Elektronenpaare. Diese verteilen sich gleichmäßig im Raum und verdrängen die Fluoratome in eine quadratisch-planare Struktur.
    • Das Triiodidion $\ce{(I3^-)}$ ist linear. Das zentrale Iodatom hat drei nicht bindende Elektronenpaare, die sich so anordnen, dass die beiden Bindungspartner in einer Linie stehen, während die freien Elektronenpaare senkrecht zur Molekülachse liegen.
30 Tage kostenlos testen
Mit Spaß Noten verbessern
und vollen Zugriff erhalten auf

9.369

sofaheld-Level

6.600

vorgefertigte
Vokabeln

8.214

Lernvideos

38.688

Übungen

33.496

Arbeitsblätter

24h

Hilfe von Lehrkräften

laufender Yeti

Inhalte für alle Fächer und Klassenstufen.
Von Expert*innen erstellt und angepasst an die Lehrpläne der Bundesländer.

30 Tage kostenlos testen

Testphase jederzeit online beenden