Frage zur Wertigkeit von Atomen?
Hey! Es gibt ja die Regel das H O N Cl Br I F ! Ich verstehe nicht warum diese zweiwertig sein müssen. Bei H passt es z.B. nicht da H ja in der 1. Hauptgruppe steht und somit zweiwertig sein müsste. Bei O passt es z.B.?! Wie kommt das? Und noch ne Frage: Wenn ich eine Reaktionsgleichung aufstellen will muss ich ja an die Wertigkeiten denken. Wenn ich jetzt annehme, dass Al mit O reagiert. Kommt ja AlO raus. Muss ich dann die Wertigkeit bei den Edukten beachten, also quasi ein O2 nehmen? Müsste dann bei den Produkten nicht auch ein AlO2 stehen? Die richtige Gleichung würde ja folgendermaßen lauten: 4Al + 3O2 reagiert zu 2Al2O3 .....jetzt liegt doch das O dreiwertig vor oder täusche ich mich? Der ggV ist ja bei den Produkten 6?! Danke!
3 Antworten
Du verwechselst hier die Wertigkeiten bei Atombindung (also, wieviele kovalente Bindungen ein Atom ausbildet) mit der Ionenladung.
In Molekülen sind H F Cl Br I einbindig, O ist zweibindig (S manchmal auch, aber der hat Wahlfreiheit) und N ist dreibindig. Deshalb kann man Moleküle wie NH₃, NCl₃, auch OF₂, H₂O, H₂S oder SCl₂ oder eben HCl und BrCl. Auch in H₂O₂ ist der Sauerstoff zweibindig, sieht man an der Strukturformel. In komplizierteren Verbindungen wie N₂O₃ und N₂O₅ muß man diese Regelnein bißchen verfeinern.
Bei Ionenverbindung muß man aber Ladungen ansehen und immer ein positives mit einem negativen Atom verbinden, z.B. Al³⁺und O²⁻, daraus ergibt sich dann die Zusammensetzung Al₂O₃ (sechs positive Ladungen am Al kompensieren die sechs negativen Ladungen am O). Oder umgekehrt Mg₃N₂ (aus Mg²⁺ und N³⁻). Die Ladungen kriegt man aus der Stellung im Periodensystem.
Verbindungen zwischen Metallen und Nichtmetallen sind im allgemeinen ionisch und bilden ein Ionengitter; Verbindungen zwischen Nichtmetallen und Nichtmetallen sind dagegen immer molekular.
Moleküle bestehen immer aus kovalenten Bindungen („Atombindungen“). Dabei gibt es keine geladenen Teilchen, höchstens Partialladungen (ein Molekül kann links hinten ein bißchen negativ und rechts vorne ein bißchen positiv geladen sein, oder auch umgekehrt).
Wenn geladene Teilchen im Spiel sind, dann entstehen Ionengitter — notwendigerweise gibt es dabei positive Teilchen und negative Teilchen in einem Verhältnis, daß die Summe neutral ist. Diese Teilchen können geladene Atome (Atomionen, z.B. Na⁺, Fe²⁺ oder Cl⁻) sein, oder auch molekular gebaute Dinger mit einer Gesamtladung (komplexe Ionen, z.B. NH₄⁺, SO₄²⁻ oder Fe(CN)₆⁴⁻, können im Prinzip beliebig groß sein).
Gibt es nicht auch Formalladungen bei kovalenten Bindungen?
Ich hatte ja geschrieben, man muß ein paar Verfeinerungen vornehmen, damit das ganze einigermaßen funktioniert.
Das sind die Lewis-Strichformeln. Da gibt man das Prinzip der Bindigkeit auf und zählt stattdessen Elektronenpaare. In vielen Fällen liefert diese neue Regel dasselbe Resultat wie die simple Bindigkeit („N hat drei Arme, H nur einen“), obwohl es immer noch zu einfach ist.
Bei manchen Molekülen braucht man eine weitere Zusatzregel, damit es stimmt („Mesomerie“, z.B. für HNO₃ oder O₃), und bei ganz schlimmen (B₂H₆, Pb₁₂²⁻, Fe(P₅)₂, AuB₁₀⁻) kann man nur den Kopf schütteln und muß entweder für jede Klasse neue Regeln erfinden, oder gleich zur Quantenmechanik greifen. Die gilt dann immer&überall, aber ohne ordentlich Computerpower kriegt man keine Antworten mehr.
oke. Also um die Lewis-Strichformel aufzustellen z.B. von SO2 lasse ich die Bindigkeiten außer Acht und achte nur auf die Elektronenpaare bis zur Okettregel? Stimmt es denn dass bei der Lewis Schreibweise auch ein Atom im Molekül mehr als 8 VE haben kann. Das könnte man ja bei SO2 so machen. O=S=O ...da hätte das S ja jetzt eigentlich 10 VE... entsteht jetzt eine Ladung? Es hat ja 2 Elektronen mehr?
um die Lewis-Strichformel aufzustellen z.B. von SO2 lasse ich die Bindigkeiten außer Acht und achte nur auf die Elektronenpaare
Im Prinzip ja, aber ein paar Regeln muß man schon beachten. Du hast von jedem Atom 6 Elektronen, also neun Paare. Deshalb mußt Du genau neun Striche zeichnen. Die Oktettregel gilt für die leichten Elemente (C,N,O,F), aber S darf auch 10 oder sogar 12 Elektronen (also fünf oder sechs Striche) bekommen.
Außerdem berechnet man Formalladungen, wenn die Zahl der Außenelektronen nicht mit der Gruppennummer übereinstimmt (Bindungen werden dazu halbe–halbe geteilt, einsame Elektronenpaare zählen voll). Die Formalladung soll nicht mehr als ±1 sein, wenn irgendwie möglich.
Wie könnte so eine Struktur aussehen? Naiv würde man mal O=S=O schreiben, mit zwei einsamen Elektronenpaaren an jedem Sauerstoff. Das sind aber erst 8 Elektronenpaare, wir hängen also dem Schwefel in der Mitte noch ein einsames Elektronenpaar um, dann stimmt es (und alle Formalladungen sind Null).
Gibt aber noch weitere, O–S=O mit drei einsamen Elektronenpaaren und einer negativen Formalladung am linken O, einem einsamen Elektronenpaar und einer positiven Formalladung am S, und zwei einsamen Elektronenpaaren und Formalladung Null am rechten O. Und das Spiegelbild dazu.
Diese zusätzlichen beiden kann man größtenteils ignorieren, weil Strukturen ohne Formalladung besser sind (in spezifischem Sinn). Es ist aber eine Warnung, daß bei bestimmte Rechenmethoden für dieses Molekül bestimmte Korrekturen gebraucht werden, und auch beim Abschätzen von Bindungslängen und Bindungswinkeln können die eine Rolle spielen.
jo okay danke für deine mühe! Aber ich habe noch nicht verstanden warum man beim S einfach noch ein Strich also 2 Elektronen hinzufügen darf? Klar man braucht 9 Bindungen aber wenn ich dem S noch einen Strich hinzufüge hat er doch 2 negative Ladungen mehr aufgenommen?
Es ist umgekehrt: In der hypothetischen Formel O=S=O hätte der Schwefel zwei positive Formalladungen (vier Elektronen [vier halbe Bindungen] statt wie gewünscht sechs). Mit den einsamen Paaren an den beiden Os hätte dieses Molekül ja sechzehn Elektronen statt achtzehn, würde also zwei echte Ladungen tragen. Tatsächlich wäre das also ein SO₂²⁺ Dikation. Die zwei Elektronen müssen wir also noch unbedingt irgendwo unterbringen.
(An der Formel sieht man auch, daß das SO₂²⁺ linear gebaut ist und nicht gewinkelt, zumindest wenn man die VSEPR-Regeln beherrscht. A word for the wise: Um die doppelte Formalladung zu vermeiden, kann man auch Strukturen mit einer O≡S-Dreifachbindung anschreiben. Dieses Ion gibt es sicher irgendwo, wenn auch vermutlich nur in der Gasphase)
aja also wenn ich das richtig verstanden habe kann man unter annahme dass das Molekül 2fach positiv geladen ist annehmen dass am S Atom 2 Elektronen nicht mitgerechnet/berücksichtigt werden? Dann hätte dass S ja wie gewohnt 8VE.... Aber es geht auch dass man einfach sagt dass S hat 10 VE? Also 4 Paare plus ein eigenes Paar? Und von welcher Variante geht man gewöhnlich aus?
Du mußt das Molekül mit 9 Elektronenpaaren bauen. Wenn Du nur acht verbraucht hast, dann weißt Du, daß noch irgendwo eines hin muß. Der Schwefel bietet sich an, weil der nicht an die Oktettregel gebunden ist; aber ich habe Dir ja gesagt, daß man auch Strukturen bauen kann, die der Oktettregel gehorchen, um den Preis von Formalladungen.
Für O₃, das auch 9 Elektronenpaare hat, mußt Du die Strukturen mit Formalladungen und Oktettregel nehmen. Denn der Sauerstoff kann, anders als der Schwefel, sein Oktett nicht erweitern.
Formalladungen bestimmt man, indem man bindende Elektronenpaare zur Hälfte und einsame Paare zur Gänze dem Atom zurechnen. Dann vergleicht man die Zahl der so erhaltenen Elektronen an einem Atom mit der Zahl der Valenzelektronen fürs neutrale Atom, also der Gruppenummer.
Schwefel hat in manchen Verbindungen (z.B. H₂S oder S₂Cl₂) ein Oktett, in anderen ein Dezett (SF₄) oder ein Dodezett (SF₆, SO₃). Aber das sagt nichts wirklich Tiefes aus, denn in vielen Fällen (z.B. SO₂) kann man ja verschiedene Strukturen zeichnen, mit einer unterschiedlichen Anzahl von Valenzelektronen. Ist also eher eine Rechengröße ohne tiefere Bedeutung.
ok. Sorry aber wenn ich dem S 2 Elektronen mehr zuschreibe damit ich 9 Paare vollständig habe, hat das S dann wirklich keine Ladung oder hat es aus dem Grund keine da es die Oktettregel nicht erfüllen muss?!
Ich nehme an, daß Du mit „Ladung“ die Formalladung meinst. Des S-Atom hat vier Bindungen (also vier Elektronen in der Rechnungsforschrift für Formalladungen) plus ein lone pair (nochmals zwei Elektronen). Also insgesamt sechs Elektronen, das entspricht dem neutralen S-Atom, also keine Formalladung.
Die Formalladung heißt deshalb so, weil sie nur formal ist. Man darf sie nicht mit der Oxidationszahl verwechseln (die wird ähnlich bestimmt, nur daß die bindenden Paare zur Gänze dem elektronegativerem Atom [also in diesem Fall O] zugerechnet werden, bei SO₂ kommen also für S zwei Elektronen heraus, macht Oxidationszahl +IV) und schon gar nicht mit der Partialladung. Die Partialladung ist realer, zwar nur eine grobe Näherung, aber im prinzip zumindest qualitativ meßbar und mit ein paar Modellannahmen aus der Elektronendichte berechenbar.
Ich glaube, die Regel besagt nur, dass diese Elemente als Moleküle vorkommen, nicht dass sie zweiwertig sind. H ist ja auch einwertig sonst würde es nicht H2O sondern HO heißen.
Und zu deiner Reaktionsgleichung:
Ja, es ist zwar Al + O2, aber das O2 hat keinen Einfluss auf die Wertigkeiten. Das heißt nur, dass du insgesamt nicht nur ein O- Atom reagieren lassen kannst, sondern eben 2Os bzw richtigerweise 1O2
Also sagst du:
Al+ O2 -> Al2O3
Jetzt musst du noch ein bisschen mit der Stoffmenge spielen, um später nicht plötzlich ein Al mehr als Produkt zu haben (im Vergleich zu dem, was du reingesteckt hast)
Also:
4 Al + 3 O2 -> 2Al2O3
Die Wertigkeiten passen so beim Al2O3, da O die Wertigkeit 2 und Al die Wertigkeit 3 hat. Beim zusammenbasteln des Moleküls muss man die Wertigkeiten dann ja tauschen, also das dreiwertige Al bekommt die 2 und das zweiwertige O die 3.
Zweiwertig ist fast keines dieser Elemente, nur zweiatomig im Molekül. H ist auch nicht wirklich in der ersten Gruppe, H steht etwas über allem.
Die Elemente H, O, N, Cl, Br, I und F kommen nie einzeln, sondern immer nur als Molekül aus zwei Atomen vor.
Vorsicht: Die Elemente. Nicht ihre Verbindungen! In einer Verbindung wie Aluminiumoxid werden Metall- und Nichtmetallatome so kombiniert, dass die Gesamtzahl der ausgetauschten Elektronen passt.
2 Al3+-Ionen mit 3 O2- Ionen (6 positive und 6 negative Ladungen) bilden eine Formeleinheit, nämlich Al2O3.
AlO gibt es nicht. Al gibt 3 Elektronen ab, O nimmt nur 2 auf.
Al reagiert auch nicht mit O, sondern mit O2.
Ergo:
4 Al + 3 O2 ---> 2 Al2O3
mit molekular sind kovalente Bindungen gemeint? Und Ionenbindungen entstehen immer zwischen positiv und negativ geladenen Atomen?