Warum ist Wasser geknickt und Methan räumlich aufgebaut? Leite die Gestalt kleiner Moleküle aus ihrer Lewis-Formel ab und unterscheide die Anordnung der Elektronenbereiche von der Anordnung der Atome.
Drei kurze Aufgaben helfen dir, deinen Startpunkt zu finden. Wenn du unsicher bist, wähle „Weiß ich noch nicht“.
Entscheide ohne Nachschlagen. Pro Aufgabe passt genau eine Antwort.
Eine Lewis-Formel zeigt, welche Atome verbunden sind und wo freie Elektronenpaare liegen. Auf dem Papier lässt sie sich aber auf verschiedene Arten anordnen. Daraus folgt noch nicht, dass das echte Molekül dieselbe flache Form besitzt. Moleküle sind räumliche Gebilde mit charakteristischen Bindungswinkeln.
Das Zentralatom ist hier das Atom, an das die übrigen Atome gebunden sind: zum Beispiel C in CO2 oder O in H2O. Ausgangspunkt ist immer eine vollständige Lewis-Formel mit allen freien Elektronenpaaren.
Das Elektronenpaarabstoßungsmodell, kurz EPA oder VSEPR, hilft beim Vorhersagen einfacher Molekülformen. Die Grundidee lautet: Bereiche hoher Elektronendichte um ein Zentralatom ordnen sich möglichst weit voneinander entfernt an. So wird ihre gegenseitige Abstoßung verringert.
Ein Elektronenbereich kann eine Einfachbindung, eine Doppelbindung, eine Dreifachbindung oder ein freies Elektronenpaar sein. Mehrfachbindungen enthalten zwar mehr Elektronen, weisen aber in eine gemeinsame Raumrichtung und zählen für die Grundanordnung jeweils als ein Bereich.
Wähle zuerst CO2, dann CH4, NH3 und H2O. Zähle jeweils die Bereiche am Zentralatom. Unterscheide dabei Bindungen zu anderen Atomen und freie Elektronenpaare.
CO₂: Zwei Doppelbindungen ergeben zwei Elektronenbereiche am C. Ohne freies Paar am C ordnen sie sich gegenüber an. Die freien Paare an den äußeren O-Atomen sind in dieser Formskizze ausgelassen.
Vorhersagen und überprüfen: CH₄, NH₃ und H₂O haben jeweils vier Elektronenbereiche am Zentralatom. Müssen sie deshalb dieselbe Molekülform haben?
Nein. Die Elektronenbereiche sind jeweils annähernd tetraedrisch angeordnet. Bei CH₄ zeigen vier Bindungen zu Atomen: tetraedrisch. Bei NH₃ bleiben drei Bindungen und ein freies Paar: trigonal-pyramidal. Bei H₂O bleiben zwei Bindungen und zwei freie Paare: gewinkelt.
Suche zuerst das Zentralatom und zeichne eine vollständige Lewis-Formel. Zähle dann die Bindungsrichtungen und die freien Elektronenpaare an genau diesem Atom. Freie Paare an äußeren Atomen werden bei dieser zentralen Zählung nicht hinzuaddiert.
2 Doppelbindungen + 0 freie Paare am C = 2 Bereiche.
Jede Doppelbindung zählt einmal, obwohl sie zwei Bindungspaare enthält. Freie Paare an den äußeren O-Atomen sind hier nicht mitgezeichnet und werden am C nicht mitgezählt.
2 Einfachbindungen + 2 freie Paare am O = 4 Bereiche.
Die freien Paare beanspruchen ebenfalls Platz. Für die Molekülform benennst du aber nur die Anordnung der Atome.
Schematische Zeichnungen zum Zählen der Elektronenbereiche; Bindungswinkel sind hier nicht maßstabsgetreu dargestellt.
Zwei Bereiche ordnen sich gegenüber an: Die Grundanordnung ist linear, der Winkel beträgt 180°. Das passt zu CO₂, weil am C keine freien Paare vorhanden sind.
Drei Bereiche liegen in der idealen Grundanordnung in einer Ebene mit Winkeln von 120°. Man nennt dies trigonal-planar. Ein Beispiel für die Anordnung am Zentralatom ist das C in Methanal H₂C=O: zwei Einfachbindungen und eine Doppelbindung. Unterschiedliche Bindungen können die idealen Winkel etwas verändern.
Vier Bereiche ordnen sich annähernd tetraedrisch an. Ein Tetraeder ist eine dreiseitige Pyramide mit vier Ecken. Das Zentralatom liegt im Inneren; die vier Bereiche zeigen in Richtung der Ecken. Für gleichartige Bindungen wie in Methan beträgt der Winkel etwa 109,5°.
Bei fünf oder sechs Bereichen treten weitere Grundanordnungen auf. Diese Seite konzentriert sich auf die besonders häufigen Einstiegsfälle mit zwei bis vier Bereichen. Das Modell ist eine Näherung; es berechnet keine beliebigen Molekülstrukturen oder exakten Winkel aus einer einzigen Regel.
1. Lewis-Formel zeichnen: H₂O hat insgesamt acht Valenzelektronen. Zwei Bindungspaare verbinden O mit den beiden H-Atomen; am O bleiben zwei freie Paare.
2. Elektronenbereiche zählen: Zwei Bindungen plus zwei freie Paare ergeben vier Bereiche um O. Die Grundanordnung der Bereiche ist annähernd tetraedrisch.
3. Molekülform benennen: Für die Molekülgestalt beschreibst du die Positionen der Atome. Die beiden freien Paare sind keine zusätzlichen Atome. Weil nur zwei Ecken durch H-Atome besetzt sind, lautet die Molekülform gewinkelt.
4. Winkel einordnen: Freie Paare beanspruchen in diesem Modell mehr Raum in der Nähe des Zentralatoms als bindende Paare. Sie beeinflussen deshalb den Winkel zwischen den Bindungen. Für Wasser beträgt er etwa 104,5° und ist damit kleiner als der ideale Tetraederwinkel. Die genaue Zahl wird nicht allein durch das Abzählen berechnet.
Alle drei Moleküle haben am Zentralatom vier Elektronenbereiche. Trotzdem unterscheiden sich ihre Molekülformen: Methan hat vier Bindungen und kein freies Paar, Ammoniak drei Bindungen und ein freies Paar, Wasser zwei Bindungen und zwei freie Paare.
Bei Methan stimmen die Namen der Bereichsanordnung und der Molekülgestalt überein: tetraedrisch. Bei Ammoniak bleibt die Bereichsanordnung annähernd tetraedrisch, die Atomanordnung heißt dagegen trigonal-pyramidal. Bei Wasser ist die Atomanordnung gewinkelt.
„Vier Bereiche bedeuten immer vier gebundene Atome“ ist daher falsch. Prüfe stets, welche Bereiche zu Bindungen gehören und welche freie Paare sind. Genau diese Unterscheidung macht aus einem auswendig gelernten Bild ein nachvollziehbares Verfahren.
Am C: 4 Bindungen + 0 freie Paare.
Molekülform: tetraedrisch.
≈ 109,5°Am N: 3 Bindungen + 1 freies Paar.
Molekülform: trigonal-pyramidal.
≈ 107°Am O: 2 Bindungen + 2 freie Paare.
Molekülform: gewinkelt.
≈ 104,5°Die Werte beschreiben die Bindungswinkel dieser Moleküle. Sie lassen sich mit dem EPA-Modell begründen, aber nicht durch Abziehen eines festen Winkels pro freiem Paar exakt ausrechnen.
Ein gewöhnlicher Bindungsstrich liegt in der Zeichenebene. Ein ausgefüllter Keil zeigt eine Bindung, die aus der Ebene zum Betrachter weist; das breite Ende liegt vorn. Eine schraffierte Keilbindung weist hinter die Ebene. Die Breite ist eine Darstellungshilfe und keine zusätzliche Bindungsordnung.
Deshalb kannst du den räumlichen Bindungswinkel nicht mit dem Geodreieck an einer beliebigen Keilstrichprojektion messen. Die Abbildung übersetzt drei Dimensionen in zwei. Dreht man dasselbe Molekül, ändern sich die gezeichneten Richtungen, aber seine räumliche Gestalt bleibt erhalten.
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Bereiche hoher Elektronendichte
Elektronenbereiche ordnen sich möglichst weit voneinander entfernt an; daraus lässt sich die Gestalt einfacher Moleküle ableiten.
Einen
Die Doppelbindung zeigt in eine gemeinsame Raumrichtung und zählt daher als ein Bereich.
Ja, als ein Elektronenbereich
Freie Paare beanspruchen Raum und beeinflussen die Anordnung, sind aber keine Atome.
Linear
Zwei Bereiche ordnen sich möglichst weit voneinander entfernt gegenüber an.
120°
Drei gleichartige Bereiche verteilen sich in einer Ebene im idealen Fall mit 120° Abstand.
Tetraedrisch
Vier Bereiche verteilen sich räumlich in Richtung der vier Ecken eines Tetraeders.
Zwei
Jede Doppelbindung zählt als ein Bereich; am C liegen keine freien Paare vor.
Tetraedrisch
Alle vier Bereiche sind Bindungen, daher stimmen Bereichsanordnung und Atomanordnung im Namen überein.
Trigonal-pyramidal
Vier Bereiche ergeben eine annähernd tetraedrische Bereichsanordnung; die drei H-Atome bilden eine pyramidale Atomanordnung.
Gewinkelt
Vier Bereiche sind nicht vier gebundene Atome. Die beiden H-Atome bilden mit O eine gewinkelte Anordnung.
Drei
Zwei Einfachbindungen und eine Doppelbindung zählen als drei Richtungen beziehungsweise Bereiche.
Aus der Zeichenebene zum Betrachter
Ein ausgefüllter Keil zeigt eine Bindung nach vorn. Die Breite kennzeichnet keine zusätzliche Bindung.
Zwei der vier Bereiche sind freie Paare statt Bindungen zu Atomen
Bei der Molekülform benennt man die Atomanordnung. Freie Paare beeinflussen sie, werden aber nicht als zusätzliche Atome gezählt.
Gezählt werden Bereiche am betrachteten Zentralatom
EPA-Zählung ist auf das gewählte Zentralatom bezogen. Paare an anderen Atomen sind nicht automatisch zusätzliche Bereiche dort.
Freie Paare beeinflussen die Abstoßung und drücken den Bindungswinkel zusammen
Freie Paare beanspruchen im Modell mehr Raum nahe O. Die genaue Winkelzahl folgt aber nicht aus einem festen Abzug pro Paar.
Nein, die Zeichnung projiziert drei Dimensionen auf zwei
Aus einer beliebigen zweidimensionalen Projektion kann man den räumlichen Winkel nicht direkt mit dem Geodreieck bestimmen.
Seine räumliche Gestalt und seine Bindungswinkel
Eine Drehung verändert die Ansicht, nicht die innere Molekülgestalt.
Fehlende freie Paare können zu einer falschen Formvorhersage führen
Für die Zählung benötigt man alle Bindungsrichtungen und freien Paare am Zentralatom.
Bearbeite drei weitere Aufgaben ohne Nachschlagen. Nutze die Rückmeldung, um gezielt weiterzulernen.
Entscheide ohne Nachschlagen. Pro Aufgabe passt genau eine Antwort.
Die Aufgaben sind unterschiedlich. Die Ergebnisse geben dir eine kurze Orientierung zu deinem Lernstand.
Erst selbst lösen, dann die Lösung öffnen.
Einen Bereich, weil die Elektronendichte in eine gemeinsame Bindungsrichtung weist.
Zwei: je eine Doppelbindung zu jedem O-Atom.
Tetraedrisch mit H–C–H-Winkeln von ungefähr 109,5°.
Am N gibt es neben drei Bindungen ein freies Paar, insgesamt vier Bereiche. Die Atomanordnung ist trigonal-pyramidal.
Zwei. Zusammen mit zwei Bindungen ergeben sie vier Bereiche.
Nein. Die Zeichnung ist eine zweidimensionale Projektion der räumlichen Anordnung.
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