Könntet ihr mir meine Fragen zur Elektronenpaarbindung beantworten?
Unser Chemielehrer ist leider nicht besonders gut und beantwortet nie Fragen, deshalb Frage ich hier im Internet, nach Leuten die sich damit auskennen und mir meine Fragen beantworten könnten.
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Die Oktettregel besagt ja "alle Atome streben den stabilen Zustand an, indem die Außenschale 8 Elektronen enthält. Das entspricht der Edelgaskonfiguration" (so haben wir uns das jedenfalls aufgeschrieben) leider verstehe ich nicht so ganz, was genau die Oktettregel besagen soll. Heißt es, dass jedes Molekül "versucht" bzw. erreichen will, 8 Elektronen zu haben, denn das ist ja nicht wirklich der Fall bei der Elektronenpaarbindung. Bitte erklärt es mir.
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Was genau ist eine Edelgaskonfiguration? ;)
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Spielt es eine Rolle in welcher Struktur man Elektronenpaarbindung Len aufschreibt (ob das O jz oben, unten oder an der Seite ist)
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Wir haben es uns so aufgeschrieben, dass bei der Elektronenpaarbindung von CL2 nur eine Verbindung zwischen den CL's gibt, und bei der Elektronenpaarbindung von N2 gibt es aber 3, warum ist das so bzw. Warum könnte man bei CL2 nicht auch mehrere Verbindungen machen? Da muss es doch irgendeine Regel geben.
Ich wäre euch sehr verbunden, wenn ihr mir meine Fragen beantworten könntet.
3 Antworten
Moin,
ja, im Grunde hast du schon viel richtig verstanden (wie mir scheint).
Alle Atome von Edelgasen haben mit Elektronen voll gefüllte Schalen. Dieser Zustand ist energetisch besonders stabil. Deshalb gibt es im Prinzip keine stabilen Verbindungen von Edelgasatomen, weil jede Veränderung in der Elektronenhülle von Edelgasatomen im Grunde eine Verschlechterung des energetischen Zustands bedeutet.
Und weil Atome anderer Elemente diese "Edelgaskonfiguration" (Anordnung der Elektronen in der Hülle von Edelgasatomen) nicht besitzen, kann man es tatsächlich so ausdrücken, dass die Atome anderer Elemente den stabilen Zustand von Edelgasatomen "anstreben", indem sie munter miteinander reagieren und Verbindungen eingehen.
Bei Edelgasatomen sind - wie gesagt - alle zur Verfügung stehenden Räume (Fachwort: Orbitale) mit Elektronen voll besetzt. Aber wenn man nur das äußerste Hauptenergieniveau (die äußerste Schale) betrachtet, fällt auf, dass dort tatsächlich stets acht Elektronen vorhanden sind (einzige Ausnahme: Helium, wo es nur zwei Elektronen gibt).
Aus dieser Erkenntnis entwickelte sich die "Oktettregel", die besagt, dass acht Elektronen im äußersten Hauptenergieniveau (in der äußersten Schale) der Konfiguration von Edelgasen entspricht und von daher energetisch sehr stabil ist.
Streng ausgelegt, gilt diese Regel jedoch nur für Elemente der zweiten Periode (Li, Be, B, C, N, O und F).
Das kommt daher, dass größere Atome (ab der dritten Periode) noch Orbitale (also Aufenthaltsräume für Elektronen) besitzen, die zwar zum äußeren Hauptenergieniveau gehören, die aber weiter außen liegen und die prinzipiell ebenfalls mit Elektronen besetzbar sind. Wenn sich dann Moleküle aus Atomen bilden, kombinieren energiegleiche (oder zumindest energieähnliche) Atomorbitale zu Molekülorbitalen, wobei dann auch diese weiter außen liegenden Atomorbitale mit einbezogen werden können. Darum findest du manchmal Darstellungen wie beispielsweise die folgende
IOI
_ II _
H–O–S–O–H
¯ II ¯
IOI
für Schwefelsäure (H2SO4), in der die Oktettregel für das Schwefelatom offenbar nicht gilt, weil es 12 Elektronen zu besitzen scheint (sechs bindende Elektronenpaare). Das wird dann so erklärt, dass für die bindenden Elektronenpaare auch Orbitale genutzt werden, die weiter außen in der Elektronenhülle vom Schwefelatom liegen. Neuere Untersuchungen deuten allerdings darauf hin, dass es eher die Darstellung ist, die nicht stimmt. Danach sind nämlich die weiter außen liegenden Orbitale energetisch so ungünstig, dass sie für die Kombination der Atomorbitale zu Molekülorbitalen und damit für die Besetzung mit Bindungselektronen eigentlich nicht in Frage kommen. Deshalb erscheint die nun folgende Darstellung korrekter zu sein:
_
IOI^(–)
_ I _
H–O–S^(2+)–O–H
¯ I ¯
IOI^(–)
¯
Und siehe da, hier würde die Oktettregel auch wieder für das Schwefelatom gelten (vier bindende Elektronenpaare; die hochgestellten Ladungen in Klammern sind sogenannte Formalladungen).
Was deine erste Frage angeht, so werden zwar Atomorbitale zu Molekülorbitalen kombiniert, wenn es zu einer Atombindung (= Elektronenpaarbindung) kommt, aber dennoch streben nicht die Moleküle an, acht Elektronen zu haben, sondern jedes Atom in dem Molekül strebt nach acht Elektronen (außer Wasserstoff, dessen Atome schon mit zwei Elektronen zufrieden sind).
Der "Trick" an der Elektronenpaarbindung ist nämlich, dass die bindenden Elektronenpaare von den Bindungspartnern gleichzeitig gemeinsam genutzt werden. Jeder Bindungspartner kann für sich reklamieren, dass die Bindungselektronen zu ihm gehören!
Schauen wir uns ein Beispiel an: Kohlenstoffdioxid
Kohlenstoffdioxid (CO2) besteht aus einem Kohlenstoffatom
•
• C •
•
und zwei Sauerstoffatomen
_ _
I O • und I O •
• •
Wie man leicht an der Elektronenschreibweise nach Lewis sieht, haben Kohlenstoffatome vier einzelne Außenelektronen (= Valenzelektronen). Sauerstoffatome haben sechs Valenzelektronen (2 freie Elektronenpaare plus 2 Einzelelektronen). Beide Atomsorten streben acht Valenzelektronen an. Demnach fehlen Kohlenstoffatomen vier, Sauerstoffatomen zwei Elektronen. Das Kohlenstoffdioxid-Molekül kannst du jetzt so darstellen:
_ _
I O = C = O I
Und wenn du jetzt die Elektronen jedes Atoms zählst, stellst du fest, dass jedes Sauerstoffatom acht Valenzelektronen hat, weil es jeweils zwei nichtbindende (freie) Elektronenpaare hat (also 4 Elektronen) plus zwei bindende Elektronenpaare in der Doppelbindung zum Kohlenstoffatom (macht noch einmal 4 Elektronen). Vier Elektronen in zwei freien Elektronenpaaren und vier Elektronen in zwei bindenden Elektronenpaaren macht zusammen acht Elektronen (Oktettregel erfüllt).
Auch das Kohlenstoffatom hat in diesem Molekül acht Valenzelektronen, denn es hat zu jedem der beiden Sauerstoffatom eine Doppelbindung ausgebildet. Die Doppelbindungen enthalten jeweils vier Elektronen (in zwei bindenden Elektronenpaaren), was zusammen acht Elektronen ergibt. Du darfst nicht vergessen, bindende Elektronenpaare gehören gleichzeitig zu jedem der beiden Bindungspartner. Sowohl das Sauerstoffatom als auch das Kohlenstoffatom können die bindenden Elektronen als zu sich gehörend betrachten.
Zu deiner Frage 2:
Unter Edelgaskonfiguration versteht man die Anordnung der Elektronen in der Elektronenhülle, wie sie Edelgasatome von Natur aus haben (und die von Atomen anderer Elemente durch die Bildung von Verbindungen in Reaktionen angestrebt werden).
Zu Frage 3:
Im Grunde ist es egal, wo du die einzelnen Bindungspartner hinsetzt. So bedeuten in der Lewis-Schreibweise
_ _
H–O–H oder H–OI
¯ I
H
im Grunde das gleiche. In der rechten Darstellung deutest du auffälliger an, dass Wasser ein Molekül mit gewinkelter Geometrie ist. Aber in vielen Fällen ist das völlig unerheblich. Die linke Darstellung könntest du schließlich auch so interpretieren, dass du vom Sauerstoff aus von oben auf das gewinkelte Wassermolekül schaust. Wie gesagt, es spielt praktisch keine Rolle.
Zu Frage 4:
Ja, da gibt es eine Regel, nämlich die Edelgasregel (oder meinetwegen auch die "Oktettregel"). Denn die Atome von Chlor oder Stickstoff verbinden sich schließlich untereinander, damit sie auf acht Valenzelektronen kommen.
_ _
ICL–CLI
¯ ¯
Ich habe hier das "L" beim Chlorsymbol ausnahmsweise mal mit Absicht groß geschrieben, damit du es besser von den freien (nichtbindenden) Elektronenpaaren unterscheiden kannst.
Die Chloratomrümpfe bilden zwischen sich nur eine Einfachbindung (ein bindendes Elektronenpaar) aus, weil sie dadurch beide auf acht Valenzelektronen kommen (drei freie Elektronenpaare plus ein bindendes Elektronenpaar = acht Valenzelektronen).
_
N
III
N
¯
Die Stickstoffatome bilden zwischen sich eine Dreifachbindung, also drei bindende Elektronenpaare aus, weil sie nur so auf die acht Valenzelektronen kommen können (jedes Stickstoffatom hat dann ein freies Elektronenpaar plus drei bindende Elektronenpaare = acht Elektronen insgesamt).
Noch ein Wort zur "Oktettregel". Diese Regel bezieht sich - wie gesagt - darauf, dass acht Valenzelektronen eine energetisch besonders stabile Anordnung der Elektronen zulässt. Aber da es einerseits ein Edelgas (Helium) gibt, das selbst nur zwei Elektronen im äußeren Hauptenergieniveau hat und später auch Unstimmigkeiten bei größeren Atomen mit dieser Regel hinzu kommen, und weil der Bau der Elektronenhülle komplizierter ist, als es in dieser einfachen Sichtweise gespiegelt wird, ist es m.E. gerechtfertigter von einer "Edelgasregel" zu sprechen, womit eher der Energie-Aspekt als der Elektronenanzahl-Aspekt in den Fokus der Betrachtung gerückt wird.
Die Edelgasregel könntest du vereinfacht so formulieren, dass Atome anderer Elemente eine (Anzahl und) Anordnung der Elektronen anstreben, wie sie Edelgase von Natur aus haben, weil diese "Edelgaskonfiguration" energetisch besonders günstig und somit stabil ist.
Ich hoffe, das dir das jetzt alles ein bisschen klarer geworden ist.
LG von der Waterkant
1. Die Oktettregel besagt das jedes Elemet das Bestreben hat eine Vollbesetzte Außenschale zu haben oder 8 Valenzelektronen (Elektronen auf der Außenschale).
Bei einer Elekronenparbindung (Kovalente Bindung) teilen sich jeweils die Atome die Elektronen vom andren Atom da sich die Außenschalen überschneiden.
2. Wie in 1 also vollbesetzte Außenschale oder 8 Außenelektronen.
3. Keine ahnung
4.Da Clor schon 7 außenelekrtonen hat brauch es nur noch eins, dies erreichtes wenn es 1 elektron für die verbindung bereitstellt und dafür noch eins bekommt vom andren Clor Atom. Wenn es 3 elektronen zu verfügung stellt bekommt es wieder 3 vom andren CL atom, demnach hat es dann 11 außenelektronen und errreicht damit nicht die oktettregel.
Also zu 1. das ist eigentlich richtig so wie du es beschrieben hast das Molekül versucht eine volle Außenschale zu bekommen. Was dich vielleicht verwirrt ist das wenn du die Strukturformel zeichnest keine 8 Elektronen herrum gezeichnet werden. Das liegt aber daran das z.B. Kohlenstoff bereits 4 Elektronen auf der Außenschale hat und somit nur 4 weitere aufnimmt um eine volle Außenschale zu haben.
2. Die Edelgaskonfiguration beschreibt den Zustand der vollständig mit Elektronen besetzten Elektronenschalen eines Edelgases.
3. Soweit ich weiß wird bei einem O es an die Seite geschrieben bei zwei werden sie diagonal also oben links unten links und bei drei eins an der Seite, eins oben und eins unten geschrieben.
4. das kommt drauf an welche Verbindung es ist also Einfachbindung, Doppelbindung oder Dreifachbindung.
Ich hoffe ich habe deine Fragen richtig verstanden und konnte dir etwas helfen xD