Lewisformel Kohlenstoff und Chlor?
Anzahl gebundener Chloratome am Kohlenstoffatom?
-> Wie kommt man auf sowas?Wie geht man da vor???
2 Antworten
Moin,
sag mal, tragedy2000, wieso stellst du eigentlich ständig Fragen zu Atombindungen? Wo liegen deine grundsätzlichen Verständnisschwierigkeiten? Die solltest du dringend einmal aufarbeiten und beheben!
Ich geb dir mal eine möglichst ausführliche Beschreibung, in der Hoffnung, dass du es verstehst und künftige Fragen vielleicht selbst lösen kannst...
Vorwort: Es gibt Elemente, die praktisch keinerlei Reaktionen eingehen, und von denen es darum auch so gut wie gar keine Verbindungen gibt. Das sind die Edelgase. Offenbar haben Edelgasatome einen so stabilen Bau ihrer Elektronenhülle, dass sie ihn nicht verbessern können und deshalb an Reaktionen bzw. Verbindungen kein "Interesse" haben. Tatsächlich kann man feststellen, dass alle Edelgase ihre einzelnen Hauptenergieniveaus mit Elektronen voll besetzt haben. Abgesehen von Helium (das mit nur zwei Elektronen vollauf zufrieden ist), haben alle anderen Edelgasatome in ihrem äußeren Hauptenergieniveau (HEN) acht Elektronen. Acht ist also die Zahl von Elektronen, die ein äußeres HEN besonders stabil macht. Daher kommt auch die "Oktettregel".
Alle anderen Elemente haben diese Stabilität nicht, weil ihnen mehr oder weniger viele Elektronen im äußeren HEN fehlen. Aber sie streben offensichtlich danach, diese Zahl zu erreichen. Deshalb reagieren sie munter miteinander und bilden Verbindungen. Dafür gibt es zwei grundsätzliche Strategien: Einerseits können Elektronen der Atomhülle von einem Reaktionspartner auf den anderen übergeben werden, so dass dabei geladene Teilchen (Ionen) entstehen, deren Elektronenhülle denen von Edelgasen entsprechen. Der Partner, der abgibt, verliert dabei die Elektronen seines äußeren HENs, so dass dieses wegfällt, wodurch nur noch das nächst äußere übrigbleibt, welches dann voll besetzt ist! Der Partner, der die Elektronen aufnimmt, muss so viele bekommen, dass er dabei sein äußeres HEN bis zur magischen Zahl acht auffüllt. Weil dabei Ionen entstehen und die Verbindung durch die Anziehungskraft entgegen gesetzt geladener Ionen entsteht, spricht man von Ionenverbindungen bzw. von Ionenbindungen. Diese Form funktioniert immer dann gut, wenn einer der Bindungspartner wenig Elektronen in seinem äußeren HEN hat, der andere dagegen viele. Das ist zum Beispiel dann der Fall, wenn Metalle mit Nichtmetallen reagieren.
Atombindungsteil:
Die grundsätzlich andere (zweite) Methode besteht darin, dass sich zwei Atome der Reaktionspartner so stark einander annähern, dass sich ihre Elektronenhüllen überlappen. Dann kann es dazu kommen, dass Räume (Orbitale) entstehen, in denen sich zwei Elektronen aufhalten, die gleichzeitig zu dem einen und zum anderen Reaktionspartner zählen! Diese Elektronen bilden also Paare, welche die beiden Atome miteinander verbinden. Deshalb spricht man von einer Atombindung. Und weil diese Bindung von zwei Elektronen gebildet wird, spricht man auch von einer Elektronenpaarbindung. Schließlich nehmen an solchen Bindungen in der Regel jeweils ein Elektron des einen Reaktionspartners und eines vom anderen Reaktionspartner teil. Sie kooperieren also. Und weil das fast immer nur die Elektronen des äußeren HENs betrifft und man diese Außenelektronen auch Valenzelektronen nennt, gibt es für diese Art der Bindung noch einen dritten Namen, nämlich kovalente Bindung (kooperierende Valenzelektronen!). So viel zur Bezeichnung dieses Bindungstyps.
Die Atombindung ist typisch für Reaktionen zwischen Nichtmetallen. Nichtmetallatome sind eher reich an Valenzelektronen. Darum kommt hier die Abgabe von Elektronen nicht in Frage, weil es einfach zu viel Energie erfordern würde, fünf, sechs oder sieben Elektronen aus dem Atomrumpf zu entfernen. Was passiert also sonst? Betrachten wir dein oben genanntes Beispiel. Kohlenstoff steht in der 4. Hauptgruppe (HG) des Periodensystems der Elemente (PSE). Das heißt, Kohlenstoffatome haben vier Valenzelektronen (Hauptgruppenzahl = Anzahl der Valenzelektronen!). Kohlenstoffatome müssten also entweder vier Elektronen abgeben oder vier Elektronen aufnehmen, um eine edelgasähnliche Elektronenkonfiguration hinzubekommen. Das wäre mit einem enormen Energieaufwand verbunden.
Auf der anderen Seite hast du Chloratome. Chlor steht in der 7. HG des PSE; Chloratome haben also sieben Valenzelektronen. Ihnen fehlt nur ein einziges Elektron, um auf die "magische" Acht zu kommen. Darum ist ein Chloratom durchaus daran interessiert, dieses eine Elektron aufzunehmen. Leider macht Kohlenstoff dabei aber nicht mit, weil es ihm gar nichts "nützen" würde, nur ein Elektron loszuwerden. Ja, es hilft nicht einmal, wenn sich vier Chloratome anbieten würde, je ein Elektron zu übernehmen, weil das - wie gesagt - einen zu großen Energieaufwand bedeuten würde, vier Elektronen aus einem Kohlenstoffatom zu entfernen.
Darum bleibt nur die Möglichkeit, bindende Elektronenpaare zu bilden und sich so Elektronenpaare zu teilen. Nun malst du zunächst das Symbol für ein Kohlenstoffatom (C) hin. Links und rechts, oben und unten malst du jeweils einen Punkt für die vier Valenzelektronen des C-Atoms hin. Nun schreibst du links neben das C-Atom das Symbol für ein Chloratom (Cl). Chloratome haben sieben Valenzelektronen. Also malst du jetzt zwei Punkte über das Chloratom, zwei darunter, zwei links neben das Symbol und einen Punkt rechts neben das CL-Symbol. Nun verbindest du die beiden Einzelelektronen vom Cl und vom C, so dass zwischen den Symbolen ein Strich entsteht:
:Cl-C•
(Die Punkte oberhalb und unterhalb der Elementsymbole sind hier nicht darstellbar!)
Nun verbindest du auch die beiden Punkte links vom Cl-Symbol sowie oberhalb und unterhalb des Symbols miteinander. Jeder Strich repräsentiert nun ein Elektronenpaar. Die drei Striche um das Cl-Symbol sind freie, nichtbindende Elektronenpaare des Chloratoms. Der Strich zwichen dem Cl- und dem C-Symbol ist ein bindendes Elektronenpaar. Geanau so machst du es anschließend mit den anderen Punkten am C-Atom. Du stellst ihnen ein Cl-Atom gegenüber. Jedes Cl-Atom hat drei freie (nichtbindende) Elektronenpaare und jeweils ein bindendes Elektronenpaar zum C-Atom. Am Ende steht da eine kreuzförmige Struktur mit dem "C" in der Mitte. Zählst du jetzt für jedes Atom die Elektronen, die zu ihm gehören, so findest du für jedes Cl-Atom acht (drei nichtbindende Paare plus ein bindendes Paar). Aber auch das Kohlenstoffatom hat acht Elektronen (die vier bindenden Paare!). Beachte: Bindende Elektronenpaare gehören beiden Bindungspartnern gleichzeitig!
Auf diese Weise kannst du alle möglichen Verbindungen zwischen Nichtmetallen in der Lewisschreibweise darstellen. Beim Wasserstoff musst du allerdings berücksichtigen, dass er - genau wie Helium vorhin - bereits mit zwei Elektronen (also einem bendenden Elektronenpaar) zufrieden ist!
Beispiel: Wasser
H• + •O• + •H ---> H-O-H
(Die beiden nichtbindenden freien Elektronenpaare am Sauerstoffatom können hier nicht dargestellt werden!)
Jeder Wasserstoff hat zwei Elektronen (ein bindendes Elektronenpaar), der Sauerstoff hat acht (zwei freie und zwei bindende Elektronenpaare). Alles klar?
LG von der Waterkant.
Jedes Chloratom hat drei komplette Elektronenpaare (Strich) und ein einzelnes Elektron (Punkt), das Kohlenstoffatom zwei Elektronenpaare. In der Verbindung teilt sich der Kohlenstoff seine vier Elektronen mit den einzelnen des Chlor (Verbindungsstrich). Die übrigen drei E-Paare des Chlor bleiben unberührt.
