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Formalladungen in Lewis-Formeln 12:59 min

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Transkript Formalladungen in Lewis-Formeln

Hallo und ganz herzlich willkommen! In diesem Video geht es um „Formalladungen in Lewis – Formeln“.

Erinnern wir uns an den Anfängerunterricht. Kohlenstoff und Sauerstoff bilden das Oxid CO2. Bei Betrachtung der Bindungselektronen sieht das so aus: O = C = O. Berücksichtigen wir ALLE Valenzelektronen, kommen wir zu folgender Darstellung:

O = C = O

Könnt ihr an einem der drei Atome eine Ladung erkennen? Nein? Richtig! Sie gibt es nämlich auch gar nicht. Zumindest nicht in DIESER Darstellung.
Könnt ihr diese Tatsache SICHER begründen? Um sicher zu argumentieren, möchte ich etwas weiter ausholen.

Die Elektronenpaarbindung
Ein Sauerstoff – Atom verfügt über 6 Valenzelektronen (VI. Hauptgruppe).
Ein Kohlenstoff – Atom verfügt über 4 Valenzelektronen (IV. Hauptgruppe). Im CO2 wird die chemische Bindung über die ELEKTRONENPAARBINDUNG realisiert. Beim AUFBAU dieser Bindung wird eine ZUSÄTZLICHE STABILISATION im Vergleich zu den atomaren Bausteinen erreicht. Regel für die Stabilisierung:
Jedes Atom strebt eine EDELGASKONFIGURATION an. Bei den Elementen der zweiten Periode (Kohlenstoff und Sauerstoff) ist das die Elektronenkonfiguration des Neon – Atoms. Kurz gesprochen: Für die Valenzelektronen wird ein ELEKTRONENOKTETT angestrebt (OKTETT – REGEL). Mitunter spricht man von der ACHTERSCHALE.

Ladungen im Kohlenstoffdioxid Unter Berücksichtigung der Regeln für die ELEKTRONENPAARBINDUNG hatten wir das Molekül schon in der korrekten LEWIS – VALENZSTRICHFORMEL dargestellt.

O = C = O

Ich erinnere: 1. Ein Strich bedeutet jeweils EIN Elektronenpaar. 2. Die längeren Striche zwischen den Atomen stellen jeweils EINE Elektronenpaarbindung dar. 3. Die kürzeren Striche versinnbildlichen jeweils EIN nichtbindendes (einsames) Elektronenpaar Unterschied zwischen Bindungselektronen und nichtbindenden Elektronen:
Bindungselektronen gehören zu BEIDEN Bindungspartnern.
Nichtbindende Elektronen gehören nur zu IHREM EIGENEN Atom.

Das bedeutet: Jedes Bindungselektronenpaar muss zu gleichen Teilen den beteiligten Atomen zugeordnet werden. Jedes nichtbindende Elektronenpaar wird vollständig bei seinem Atom gezählt.

Zählung der Ladung: Ein Elektron trägt die Ladung -1.

Wir definieren: Formale Ladung = Valenzelektronenzahl des einzelnen Atoms - Valenzelektronenzahl eines Atoms im Molekül QF =VA – VM

Wenn n die Zahl der bindenden Elektronenpaare und m die Zahl der freien Elektronenpaare ist, so gilt für die Valenzelektronenzahl eines Atoms im Molekül:
VM = 2 n / 2 + 2 m

Und daher:
VM = n + 2 m

Wenn N die Nummer der Hauptgruppe ist, zu der das betrachtete Atom gehört, so gilt: VA = N

Daher: QF = QA – QM

Wir benutzen für die Rechnung eine Tabelle. Die Formalladungen sind somit jeweils 0. Das Molekül ist symmetrisch. Daher sind beide Sauerstoff – Atome gleichwertig in der Betrachtung.

Weitere Moleküle Moleküle scheinen langweilig zu sein. Denn die Partialladungen an ihren Atomen sind doch wohl immer Null!?! Oder? Schauen wir uns einmal das Molekül der Salpetersäure an. Es ist völlig planar. Wichtig: Das Stickstoff – Atom ist vierbindig. Anderenfalls würde die Oktettregel verletzt werden.
Wir rechnen.

Am Wasserstoff – Atom und am Sauerstoff – Atom O(1) ist „nichts los“. Die Formalladungen sind jeweils Null. Interessant sind die Ladungen +1 am Stickstoff – Atom und -1 am Sauerstoff – Atom O(2).
Die negative Ladung kann aber ebensogut das andere Sauerstoff – Atom O(1) tragen. Das entspricht der anderen mesomeren Grenzstruktur. Da beide Grenzstrukturen als gleich wahrscheinlich angenommen werden, tragen beide Sauerstoffatome Ladungen von jeweils -1/2.

Interessant ist auch Kohlenstoffmonoxid. Nur eine Dreifachbindung führt zur Einhaltung der Oktett – Regel. Wir rechnen. Wir finden am Kohlenstoff - Atom eine Formalladung von -1 und am Sauerstoff – Atom eine Formalladung von +1. Bei Betrachtung der entsprechenden Elektronegativitäten von 3,5 und 2,5 würde man das nicht erwarten. Ionen Hier möchte ich die Rechnungen nicht ausführen. Cyanid - Ion Die Atome sind über eine Dreifachbindung verknüpft. An ihnen sitzt jeweils ein nichtbindendes Elektronenpaar. Die Oktettregel wird erfüllt. Das Stickstoff - Atom trägt damit die Formalladung 0, das Kohlenstoff – Atom die Formalladung Nitrat - Ion Das das Nitrat – Ion trägt am Stickstoff – Atom die Formalladung +1 (siehe Salpetersäure). Entsprechend lassen sich zwei Sauerstoff – Atomen jeweils eine negative Ladung zuordnen. Da man drei Grenzstrukturen formulieren kann, wobei jedes Sauerstoff – Atom in zweien davon eine negative Ladung trägt, ist die Formalladung an allen drei Sauerstoff – Atomen gleich -2/3.

Thiocyanat – Ion Man kann hier wieder zwei mesomere Grenzstrukturen formulieren. Die negative Ladung ist entweder am Schwefel – Atom oder am Stickstoff – Atom lokalisiert. Betrachten wir beide Strukturen als gleich wahrscheinlich, so ergeben sich Formalladungen von jeweils -1/2.

Wie gut ist das einfache Modell? Um diese Frage zu beantworten habe ich die tatsächlichen Ladungen an den Atomen mit einer quantenchemischen Methode berechnet. Das gewählte Niveau gilt als aussagefähig und wird bei der Literatur kurz ausgeführt. Ich möchte keinen detaillierten Vergleich anstellen. Ihr mögt selbst anschauen, inwieweit die einfache Valenzstrichmethode zuverlässig arbeitet. Die Formalladungen schreibe ich schwarz, die tatsächlichen Ladungen rot.

Salpetersäure Ich denke, die Übereinstimmung ist zufriedenstellend.

Cyanid - Ion Auch hier kann man zufrieden sein.

Nitrat - Ion Völlig in Ordnung.

Thiocyanat – Ion Eine gute Übereinstimmung.

Und jetzt unser schwarzes Schaf: Kohlenstoffmonoxid Die Werte sind viel kleiner als mit der Valenzstrichschreibweise vorausgesagt. Außerdem tragen sie entgegengesetzte Vorzeichen. Offensichtlich üben hier die Elektronegativen einen spürbaren Einfluss aus.

Schlussfolgerung Bei einer Reihe von molekularen und ionischen Systemen gibt die Formalladung die Ladungen an den Atomen recht gut an. Aber Vorsicht! Es gibt Ausnahmen!

Das war es auch schon wieder für heute. Ich wünsche euch alles Gute und viel Erfolg Tschüs Euer André