Warum ist die Bindigkeit von N manchmal 3, manchmal 4?
Die normale Bindigkeit von N ist ja 3, aber in Distickstoffmonoxid zum Beispiel geht N plötzlich 4 Bindungen ein. Warum?
2 Antworten
Wenn das Stickstoffatom 3 Bindungen eingegangen ist, hat es noch ein "freies" Elektronenpaar übrig.
Dieses kann es für eine zusätzliche Bindung zur Verfügung stellen, wenn der Bindungspartner ein freies Elektronen"orbital" (ganz ohne Elektronen) zur Verfügung hat.
An den "Grenzformeln" siehst du, dass sowohl ein anderes Stickstoffatom als auch ein Sauerstoffatom ein solches Elektronenpaar aufnehmen können - wobei sie dann ebenfalls alle "Orbitale" der "Valenzschale" besetzt haben, da aber ein komplettes Elektronenpaar von einem anderen Atom kommt, erhält das betreffende Atom eine negative Ladung.
Eine solche Bindung, bei der beide bindenden Elektronen von demselben Partner zur Verfügung gestellt bekommen, habe ich als "koordinative Bindung" kennengelernt.
Im Allgemeinen sind solche Bindungen wegen der "unnatürlichen" Ladungen nicht besonders stabil, im Fall des N₂O haben wir aber "Mesomerie" vorliegen, d. h. 2 (oder mehr) Formeln, die formal möglich sind, aber die Wahrheit liegt irgendwo in der "MItte" (griech. mesos = mittig), und Mesomerie bedeutet normalerweise hohe Stabilität.
Stickstoff ist in der 5. Hauptgruppe und hat somit eine Bindigkeit von 5.
In der Zeichnung ist über dem Stickstoffatom ein Plus. Es besitzt eine positive Partialladung - d.h. ein Elektron fehlt. Das jeweilige andere Atom hat eine negative Partialladung - es besitzt also ein überschüssiges Elektron.