EPA-Modell – räumliche Struktur von Molekülen

EPA-Modell – räumliche Struktur von Molekülen Übung

• Was sagt das EPA-Modell aus?

  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.

• Bestimme die Bindungswinkel der Moleküle.

  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.

• Erkläre die dreidimensionale Anordnung verschiedener Moleküle genauer.

  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.

• Charakterisiere wichtige Molekülstrukturen näher.

  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 $\ce{105 °}$.

• Benenne die verschiedenen Molekülstrukturen.

  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.

• Vergleiche die Molekülstrukturen.

  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.