Grenzstrukturen der Lewis-Formel 10:20 min

Hallo liebe Freunde und Freundinnen der Chemie, herzlich willkommen zum Video Lewisformeln Teil (8) Wir beginnen wieder mit dem Begründer der Valenzstrich-Schreibweise, den sogenannten Lewisformeln. Es ist der amerikanische Chemiker Gilbert Newton Lewis, auf den die Lewisformeln zurückgehen. Wir befassen uns heute mit dem 8. Teil der Videoreihe. Das heutige Thema lautet, klassische und nichtklassische Strukturen. Zu den Lernvoraussetzungen, es wäre schön, wenn ihr euch die Videos 1-7 bereits angesehen habt. Als 1. werde ich nun das Methan Molekül in seiner Strukturformel zeichnen. Dies ist die Valenzstrich Schreibweise, oder Lewisformel genannt. Bei der Erstellung der Formel habe ich einige wichtige Regeln beachtet. Als Erstes die Zweielektronenregel, alle Außenelektronen treten gepaart auf. Wir haben 4 Bindungsstriche, also 4 Elektronenpaare. Als 2. die Oktettregel, das Kohlenstoffatom C im Zentrum, verfügt über 4 Elektronenpaare, also 8 Außenelektronen. Als 3. die Edelgaskonfiguration, wurde für alle beteiligten Atome erreicht. Das Kohlenstoffatom hat 8 Außenelektronen und hat die Elektronenstruktur des Neonatoms. Die Wasserstoffatome verfügen jeweils über 2 Außenelektronen und haben die Konfiguration des Edelgasatoms Helium erreicht. Betrachten wir nun die Lewisformel eines Ozon Moleküls. Im Ozon Molekül sind 2 Sauerstoffatome über ein mittleres Sauerstoffatom verbunden. Die Anordnung ist derart, dass zwischen 2 Sauerstoffatomen eine Doppelbindung besteht. Während zwischen den beiden anderen Sauerstoffatomen eine Einfachbindung existiert. Die Zweielektronenregel wird für das gesamte System erfüllt, genauso wie die Oktettregel. Denn jedes der Sauerstoffatome, das Linke, das Mittlere, wie aber auch das Rechte verfügen über 8 Außenelektronen. Alle 3 Sauerstoffatome haben eine Edelgaskonfiguration erreicht. Sie haben die elektronische Struktur des Edelgasatoms Neon. Nun besteht aber die Möglichkeit, dass ich die elektronische Struktur des Ozon Moleküls auch anders schreibe. Ich kann die Einfachbindung links anordnen und die Doppelbindung rechts. Die negative Ladung kann ich von rechts Außen nach links Außen verlagern. Ich habe damit eine andere Valenzstrich Schreibweise gewählt, also auch eine andere Lewisformel erhalten. Für das Methan Molekül können wir eine Valenzstrichformel schreiben. Für das Ozon Molekül sind mehrere Valenzstrichformeln möglich. Wenn man ein chemisches Teilchen mit einer Valenzstrichformel schreiben kann, so spricht man von einer klassischen Struktur. Sind für ein chemisches Teilchen mehrere Valenzstrichformeln möglich, so nennt man diese Struktur nichtklassisch. Betrachten wir einige Beispiele für nichtklassische Strukturen. Wir beginnen mit dem Benzolmolekül. Im Benzolmolekül sind 6 Kohlenstoffatome, in einer Kette, die einen Ring bilden, miteinander verbunden. Jedes der Kohlenstoffatome ist mit einem Wasserstoffatom verbunden. Zusätzlich ist jedes der Kohlenstoffatome mit einem seiner Nachbar Kohlenstoffatome über eine zusätzliche Bindung verbunden. Es gibt also 3 Doppelbindungen im Benzolmolekül. Es gibt nun die Möglichkeit, diese 2. Bindungen, hier rot markiert, wie links dargestellt anzuordnen. Oder sie, um 1 Stelle versetzt, so wie rechts angeordnet, darzustellen. Es gibt 2 Lewis Formeln. Das heißt, wir haben es mit einer nichtklassischen Struktur zu tun. Betrachten wir nun das Nitrat-Ion. NO3-. Im Zentrum des ebenen Teilchens befindet sich das Stickstoffatom. Es ist mit den 3 Sauerstoffatomen über eine Einfachbindung verbunden. Zusätzlich zu dieser Einfachbindung, kommt für 1 Sauerstoffatom noch eine 2. Bindung hinzu, sodass es mit dem Stickstoffatom über eine Doppelbindung verbunden ist. Die Doppelbindung kann von allen 3 Sauerstoffatomen ausgebildet werden. Dabei wechseln die negativen Ladungen an den anderen beiden Sauerstoffatomen ihre Plätze. Am Stickstoffatom befindet sich eine negative Ladung, die ich hier nicht eingezeichnet habe. Wir haben somit mehr als 1 Lewis-Formel nämlich 3 Valenzstrichformeln. Damit handelt es sich hier um eine nichtklassische Struktur. Nehmen wir noch ein Beispiel und betrachten das Formiat-Ion. Es entsteht bei der Dissoziation von Ameisensäure. Auch das Formiat-Ion kann man durch 2 verschieden Valenzstrukurformeln darstellen. Die negative Ladung kann sich einmal am unteren und einmal am oberen Sauerstoffatom befinden. In entgegengesetzter Weise wechselt die Doppelbindung vom oberen Sauerstoffatom zum unteren Sauerstoffatom. Als letztes Beispiel möchte ich den ?-Komplex nennen, der bei der elektrophilen Substitution am Ring entsteht. Das Benzolmolekül wurde durch ein Bromonium-Ion, mit positiver Ladung, attackiert. Dabei hat sich ein Teilchen gebildet, wie hier links dargestellt. Im Ring gibt es 2 Doppelbindungen und eine positive Ladung. Diese Anordnung kann man verändern, und zwar noch auf 2 Weisen. Damit erhält man im Ganzen 3 Valenzstrukturformeln. Und somit eine nichtklassische Struktur. Es ist prinzipiell wichtig zu sagen, dass nichtklassische Strukturen auf eine erhöhte Stabilität hinweisen. Das typische Beispiel dafür, ist das Benzolmolekül. Hier links, durch die beiden Valenzstrukturformeln dargestellt. Rechts daneben haben wir ein System, dass einen offenen Ring hat. Dort ist nur eine einzige Valenzstrich Schreibweise möglich. Damit kann man schlussfolgern, dass das Benzolmolekül stabiler ist, als das Molekül auf der rechten Seite. Allerdings gibt es auch Ausnahmen, und eine der wichtigsten Ausnahmen ist die Hückelregel. Auch dazu gibt es Videos. Die 2. wichtige Bemerkung, nichtklassische Strukturen können willkürlich erzeugt werden. Man könnte zum Beispiel, das Molekül der Salpetersäure einfach klassisch Darstellen, so wie links formuliert. Das tut aber niemand. In Wirklichkeit wird die Struktur des Salpetersäuremoleküls durch 2 Valenzstrichformeln, so wie oben und unten rechts dargestellt. Hierbei wechseln sich die Doppelbindungen sowie die negativen Ladungen ab. Warum ist das so? Die Ursache besteht darin, dass die Darstellungsweise wie links, klassisch, dem Stickstoffatom im ganzen 10 Außenelektonen zubilligt. Nämlich durch die 5 Elektronenpaare. Das ist aber zum Erreichen einer Edelgaskonfiguration zu viel. Daher zieht man zur Darstellung des Moleküls, die beiden rechten nichtklassischen Strukturen vor. Die Edelgaskonfiguration ist damit das stärkere Kriterium zum Aufschreiben der elektronischen Strukturen eines molekularen Systems. Ich möchte zum Abschluss noch einmal gebetsmühlenartig wiederholen. Lewisformeln sind ein Hilfsmittel, kein Dogma. Ich wünsche euch alles Gute und viel Erfolg. Tschüss.