Formalladungen in Lewis-Formeln

Formalladungen in Lewis-Formeln Übung

• Nenne die theoretischen Voraussetzungen für die Bestimmung von Formalladungen.

  Tipps

  Teilchen- oder Stoffeigenschaften spielen bei der Berechnung der Formalladungen keine Rolle.

  Bei der Berechnung von Formalladungen musst du Elektronen zählen.

  Lösung

  Es gibt einiges, was du für die Bestimmung der Formalladungen beachten musst:

  • Valenzelektronenzahl
  • Bindungselektronenzahl
  • Zahl freier Elektronen
  • Elektronenpaarbindung
  • Oktett-Regel
  • Edelgaskonfiguration

  Es handelt sich durchgängig um die theoretischen Grundlagen, die du dir beim Erlernen der kovalenten Bindung (Elektronenpaarbindung) angeeignet haben solltest. Es handelt sich dabei ausschließlich um ein qualitatives Konzept.

  Die Elektronegativitäten sind nicht notwendig für Formalladungen. Die Berücksichtigung der Elektronegativität führt allerdings zu einer Korrektur der Formalladungen in Richtung der korrekten Werte.

• Begründe die Formalladungen im Kohlenstoffmonoxid-Molekül.

  Tipps

  Ganzzahligkeit der Formalladungen wird durch die Zahl der Grenzstrukturen bestimmt.

  Das Erreichen der Edelgaskonfiguration ist ein Kriterium des theoretischen Konzepts.

  Lösung

  Die Ganzzahligkeit von Elektronen ist kein Argument für ganzzahlige Formalladungen. Sie ist nur dann gewährleistet, wenn das Molekül nur durch eine Formel (eine mesomere Grenzstruktur) beschrieben wird. Ein Gegenbeispiel ist das Nitrat-Ion mit drei mesomeren Grenzstrukturen.

  Die Formalladungen im Kohlenstoffmonoxid-Molekül führen zur Erfüllung der Oktett-Regel. Mit elektronischen Strukturen, die keine Ladungen an den Atomen aufweisen, ist das nicht möglich.

  Die negative Formalladung befindet sich allerdings nicht am elektronegativeren Atom. Das ist das Sauerstoffatom (Elektronegativität 3,5). Sie befindet sich am elektropositiveren Kohlenstoffatom (Elektronegativität 2,5). Eine allgemeingültige Regel für die Lage der Formalladungen gibt es nicht. Generell kann das Kohlenstoffatom aber auch eine positive Formalladung besitzen. Die Carbenium-Ionen können als Gegenbeispiele dienen. Grund für die positive Formalladung am Sauerstoffatom ist die Dreifachbindung und das nicht bindende Elektronenpaar an diesem Atom. Von den sechs Valenzelektronen des isolierten Atoms verbleiben im Molekül 3 + 2 = 5 Elektronen. Das ergibt eine Formalladung von +1.

• Bestimme die höchsten möglichen Formalladungen einiger Atome.

  Tipps

  Für die Erzielung positiver Ladungen müssen Valenzelektronen abgegeben werden.

  Valenzelektronen sind die Außenelektronen.

  Bei allen genannten Atomen handelt es sich um Teilchen der Hauptgruppenelemente.

  Lösung

  Wenn man das Prinzip verstanden hat, ist die Lösung ganz einfach. Ein Atom kann nur so viel Elektronen abgeben, wie es Außenelektronen enthält. Demzufolge ist die maximale formale Ladung eines Atoms gleich der Zahl der abgegebenen Elektronen. Und das ist gleich der Zahl der Valenzelektronen. Diese stimmt wieder überein mit der Nummer der Hauptgruppe, denn nach Vereinbarung wurden nur Hauptgruppenelemente betrachtet.

  Daher erhält man:

  • +4: Kohlenstoffatom, Siliciumatom, Zinnatom
  • +5: Stickstoffatom, Phosphoratom, Arsenatom
  • +6: Sauerstoffatom, Schwefelatom, Selenatom
  • +7: Chloratom, Bromatom, Iodatom

• Erkläre die Formalladungen im Salpetersäure-Molekül.

  Tipps

  Das Molekül ist planar, zeigt aber nur eine begrenzte Symmetrie.

  Überlege, ob Elektronegativitäten bei der Bestimmung der Formalladung eine Rolle spielen.

  Lösung

  Man kann nicht jeweils zwei Bindungspaare vom Stickstoffmolekül zu zwei Sauerstoffatomen schreiben. Zusammen mit der Bindung zum dritten Sauerstoffatom wäre dann die Oktett-Regel verletzt, da das Stickstoffatom nun über zehn Valenzelektronen verfügt.

  Es stimmt auch nicht, dass im Rahmen des Modells die Formalladungen +1 (N), zweimal -1/2 (O), sowie 0 für H und das verbleibende Sauerstoffatom unter allen Aspekten korrekt sind. Die Betonung liegt hier auf unter allen Aspekten, denn streng genommen sind die Mittelwerte nur dann zu errechnen, wenn die Struktur des Moleküls das zulässt. Die beiden Sauerstoffatome im Molekül $HNO_3$ sind jedoch nicht symmetrisch bezüglich einer Symmetrieachse. Und damit ist die Bestimmung der Mittelwerte der Formalladungen aus den Grenzstrukturen nicht korrekt.

  Die Formalladungen können aber tatsächlich eine gute qualitative Übereinstimmung mit den tatsächlichen Ladungen an den Atomen im Molekül $HNO_3$ liefern. Das zeigt der Vergleich mit den Ergebnissen der quantenchemischen Rechnung.

  Elektronegativitäten werden bei der Betrachtung von Formalladungen nicht berücksichtigt.

• Bestimme die Formalladungen für die Atome in folgenden Verbindungen.

  Tipps

  Von den Oxiden des Kohlenstoffs verhält sich eines völlig normal, das andere unnormal.

  Bei einigen Teilchen müssen für die Bestimmung der Formalladungen alle Grenzstrukturen betrachtet werden.

  Lösung

  Die Formalladungen kann man sich natürlich nicht alle merken. Sie lassen sich allerdings aus der Lewisformel des Moleküls unter Einhaltung der Oktettregel bestimmen. Die Formalladung ist ganzzahlig, wenn es keine mesomeren Grenzstrukturen gibt ($CO$, $CO_2$). Sind mesomere Grenzstrukturen vorhanden ($SCN^\ominus$, $HNO_3$), so können gebrochene Formalladungen auftreten.

  Formalladung = 0

  • O im $CO_2$
  • C im $CO_2$
  • H im $HNO_3$
  • C im $SCN^\ominus$
  • H-O-N im $HNO_3$

  Formalladung = +1

  • N im $HNO_3$
  • O im $CO$

  Formalladung = -1

  • C im $CO$

  Formalladung = -1/2

  • S im $SCN^\ominus$
  • N im $SCN^\ominus$
  • N= O im $HNO_3$

• Untersuche die Valenzschreibweise für das Sulfat-Ion kritisch.

  Tipps

  Im Sulfat-Ion sind nach dem Experiment alle vier Bindungen gleich.

  Die Ladungen an den Sauerstoffatomen sind alle gleich.

  Gebrochene Bindungszahlen und Ladungen sind möglich.

  Lösung

  Das Sulfat-Ion weist eine Tetraeder-Struktur auf. Die Sauerstoffatome liegen an den Eckpunkten des Tetraeders, das Schwefelatom in seinem Zentrum. Daher kann eine einzige mesomere Grenzstruktur die Bindungsverhältnisse im Sulfat-Ion nicht richtig darstellen, denn es gibt verschiedene Bindungen zwischen dem Schwefelatom und den Sauerstoffatomen: zwei Einfachbindungen und zwei Doppelbindungen. Das Teilchen hätte dann nicht die relativ hohe Symmetrie eines Tetraeders.

  Aus diesem Grund stellt man sich sechs mesomere Grenzstrukturen für das Sulfat-Ion vor (siehe Abbildung). Dann gibt es zwischen dem Schwefelatom und den jeweiligen Sauerstoffatomen 1,5 Bindungen. Am Schwefelatom ist die Ladung 0, die Ladungen an den Sauerstoffatomen betragen jeweils -0,5.

  Die Zahl der Elektronen am Schwefelatom steht im Widerspruch zu einer einfachen Modellvorstellung. Das Atom verfügt insgesamt über 6 Bindungen. Damit besitzt es 12 Valenzelektronen. Das ist eine Verletzung der Oktett-Regel.

  Wie kann man dieses Problem lösen?

  Das ist möglich, wenn man zwischen dem Schwefelatom und den Sauerstoffatomen jeweils Einfachbindungen annimmt. Die Ladungen an den Sauerstoffatomen sind dann jeweils -1, an dem Schwefelatom ist eine Ladung von +2. Man kann sich leicht davon überzeugen, dass das Sulfat-Ion dann die korrekte Ladung von -2 aufweist. Damit ist die Oktett-Regel erfüllt.

  Damit reicht die Darstellung einer einzigen elektronischen Struktur, um eine Übereinstimmung mit dieser grundsätzlichen Bindungsregel zu erzielen.