Frage zu Chemie Aufgaben?
Warum kann Distickstoffmonoxid die obenstehenden drei Valenzstrichformeln annehmen, aber die untere nicht? Die untere wäre doch perfekt ausgeglichen, alle hätten ihre Valenzelektronen und alle Atome wären neutral geladen, das wäre doch ein stabiler Molekülzustand. Warum aber tritt dieser Zustand nie ein?
1 Antwort
Der mittlere Stickstoff hat 5 Bindungen...
Selbst wenn das orbitaltechnisch gehen würde, hätte er damit auch eine Ladung von +2 und 10 Elektronen. Dass das nicht viel Sinn macht, sollte glaub ich klar sein.
Übrigens ist die rechte mesomere Formel so auch nicht richtig. Das sind viel zu viele Ladungen (vor allem zwei positive nebeneinander) als dass die so zustande kommen würde.
Ne, er hat nur 4 verfügbare Orbitale. Daher sind 4 Bindungen Maximum, mehr geht nicht.
Aber er hat doch 1s, 2s und 3x 2p Orbitale, somit Insgesamt 5. Oder wie bestimmt man die Anzahl der verfügbaren Orbitale?
Das 1s liegt energetisch viel zu niedrig, um an Bindungen teilzunehmen. Es sind nur die Orbitale der äußersten Schale verfügbar. Daher kommt auch die Regel, dass nur die Valenzelektronen Bindungen eingehen. Würdest du das 1s noch mitnehmen hätte Stickstoff 7 verfübgare Elektronen und nicht 5.
Das gilt übrigens so auch nur für die Hauptgruppenelemente (und da auch nur für die leichten, die schweren machen wieder Faxen). Bei den Nebengruppen kommen dann noch die d-Orbitale dazu.
ahh ok ich verstehe, nochmal zum Verständnis also: in der äußersten Schale sind 5 Elektronen, somit also das 2s (doppeltbesetzt) und die 3x 2p (einfachbesetzt). Deshalb in Summe 4 verfügbare Orbitale und nur 4 Bindungen. Stimmt das jz? xD
aber Stickstoff hat doch 5 Valenzelektronen. Warum kann er keine 5 Bindungen eingehen? Ist das zu instabil oder wie?