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Elektronenstruktur des Sauerstoffs – Lewis-Formel

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Die Autor*innen
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André Otto
Elektronenstruktur des Sauerstoffs – Lewis-Formel
lernst du in der Unterstufe 4. Klasse - Oberstufe 5. Klasse

Grundlagen zum Thema Elektronenstruktur des Sauerstoffs – Lewis-Formel

Inhalt

Elektronenstruktur und Lewis-Formel des Sauerstoffs – Chemie

Sauerstoff ($\ce{O2}$) ist ein sehr wichtiges Element. Ohne ihn wäre das Leben auf der Erde, wie wir es kennen, nicht möglich. In diesem Text werden wir die Elektronenstruktur des Sauerstoffmoleküls etwas genauer betrachten. Diese hält nämlich eine Überraschung bereit.

Die Lewis-Schreibweise – eine kurze Repetition

Die typischen Lewis-Formeln und die Valenzstrichschreibweise verwendet man, um elektronische Strukturen zu formulieren. Dabei gilt es, bestimmte Regeln zu beachten:

Regeln
Zweielektronenregel Elektronen liegen meist als Paare vor.
Oktettregel In der Valenzschale (äußere Schale) befinden sich genau acht Elektronen.
Edelgaskonfiguration Alle beteiligten Atome streben die Edelgaskonfiguration, also den Zustand der vollständig mit Elektronen besetzten Elektronenschalen eines Edelgases, an.

Im Periodensystem der Elemente kann man ablesen, über wie viele Valenzelektronen ein Atom eines bestimmten Elements verfügt. Man erkennt dies an der jeweiligen Hauptgruppe im Periodensystem, in der sich ein Atom befindet. In der folgenden Abbildung siehst du die Lewis-Formel bzw. die Valenzstrichformel für Chlor ($\ce{Cl2}$).

Chlor Lewis Formel Beispiel

Chlor befindet sich in der 7. Hauptgruppe im Periodensystem der Elemente und besitzt damit sieben Valenzelektronen. Betrachtet man das Chlormolekül, wird klar, dass die Zweielektronenregel erfüllt wird, denn es gibt nur Elektronenpaare. Auch die Oktettregel wird erfüllt – jedes Chloratom verfügt über acht Außenelektronen, denn die gemeinsamen Elektronenpaare in der Mitte gehören zu beiden Chloratomen. Beide Chloratome erreichen die Edelgaskonfiguration, denn sie besitzen die gleiche elektronische Struktur wie das Element Argon.

Hier klappt also alles wunderbar. Nun schauen wir uns einen Problemfall an, bei dem die Lewis-Schreibweise an ihre Grenzen stößt.

Die Lewis-Formel des Sauerstoffmoleküls

Sauerstoff ($\ce{O2}$) findet man in der 6. Hauptgruppe des Periodensystems. Es besitzt also sechs Valenzelektronen. Um die Edelgaskonfiguration erreichen zu können, müsste es zu einer Elektronenpaarung im Sauerstoffmolekül kommen. Beide verfügen dann über acht Valenzelektronen, da die gemeinsamen Elektronen in der Mitte geteilt werden. Damit würden beide Sauerstoffatome die elektronische Struktur des Edelgases Neon erreichen. Eigentlich wäre nun alles gut, aber Experimente zeigen, dass ein solches Sauerstoffmolekül, das übrigens als Singulett-Sauerstoff bezeichnet wird, gar nicht stabil ist. Aber welche elektronische Struktur hat der Sauerstoff, der uns umgibt? Diese Sauerstoffmoleküle werden auch Triplett-Sauerstoff genannt. In der folgenden Abbildung kannst du die Schreibweise von Sauerstoff mit der Lewis-Formel dieser beiden Sauerstoffmoleküle sehen.

Lewis Schreibweise: Sauerstoffatom Elektronen

Es wird klar, dass das Triplett-Sauerstoffmolekül die zuvor genannten Regeln nicht erfüllt. Es ist ein Biradikal. Beim Betrachten des Bilds wird außerdem klar, dass sich der Triplett-Sauerstoff auf einem niedrigeren Energieniveau befindet als der Singulett-Sauerstoff. Aus diesem Grund findet man in der Natur das Triplett-Sauerstoffmolekül. Diese Formation ist energetisch günstiger.

Singulett-Sauerstoff entsteht bei der direkten Anregung mit geeigneten Lasern oder Mikrowellen und bei der Photolyse von Ozon.

Fazit: Mit der Lewis-Schreibweise lassen sich chemische Bindungsverhältnisse gut und auf einfache Art und Weise beschreiben. Aus Lewis-Formeln bestimmte experimentelle Aussagen vorauszusagen, kann dagegen problematisch sein.

Dieses Video

Dieses Video beschäftigt sich mit den Grenzen der Lewis-Formeln anhand des Sauerstoffs als Beispiel. Im ersten Teil werden noch einmal die Regeln für das Aufstellen der Lewis-Formeln benannt und anhand von Methan und Chlor noch einmal verdeutlicht. Das Video zeigt hier, dass die Lewis-Formel von Sauerstoff nicht der Realität entspricht. Inwieweit sich die elektronische Struktur von der Lewis-Formel unterscheidet, wird euch hier nähergebracht.

Auch zum Thema Sauerstoff und Lewis-Formel haben wir einige interaktive Übungen vorbereitet. Du kannst dein neu gewonnenes Wissen also direkt testen. Viel Spaß!

Transkript Elektronenstruktur des Sauerstoffs – Lewis-Formel

Hallo liebe Chemieinteressierte! Herzlich willkommen zum Video "Lewis-Formeln Teil 6".

In diesem Video werden wir uns mit den Grenzen der Lewis-Formeln am Beispiel des Sauerstoffmoleküls befassen. Ihr solltet, um dieses Video gut zu verstehen, die Videos Teil 1 bis 5 gesehen haben.

Die typische Lewis-Schreibweise, Valenzstrichschreibweise, geht zurück auf Gilbert Newton Lewis. Man verwendet, um elektronische Strukturen zu formulieren, als Erstes die sogenannte Zweielektronenregel. Eine weitere wichtige Regel ist, dass bestimmte Teilchen, die größer als Wasserstoff oder Helium sind, die Oktettregel erfüllen sollen. Und letztlich streben alle beteiligten Atome eine Edelgaskonfiguration an. Wichtiges Arbeitsinstrument ist das Periodensystem der Elemente PSE. Wir schauen dort bei den Hauptgruppenelementen in den Hauptgruppen HG nach und können somit erfahren, über wie viel Außenelektronen AE ein Atom eines bestimmten Elementes verfügt.

Nehmen wir als Beispiel das Methanmolekül. Im Zentrum befindet sich das Kohlenstoffatom C. Es ist umgeben von 4 Wasserstoffatomen H. Zwischen den einzelnen Wasserstoffatomen und den Sauerstoffatomen haben sich Elektronenpaare herausgebildet. Die Zweielektronenregel wird durchgängig erfüllt. Es ist auch so, dass die Oktettregel für das Kohlenstoffatom erfüllt ist, denn es verfügt über 8 Außenelektronen. Die gemeinsamen Elektronenpaare können von beiden Bindungspartnern gleichzeitig genutzt werden. Und selbstverständlich erzielen alle beteiligten Atome eine Edelgaskonfiguration. Die Wasserstoffatome besitzen die Konfiguration des Edelgasatoms Helium, während das Kohlenstoffatom die Konfiguration des Edelgasatoms Neon besitzt.

Ein zweites Beispiel: Das Chlormolekül, bestehend aus 2 Chloratomen. Ich habe die elektronische Schreibweise hier gleich unter Benutzung der Valenzstrichschreibweise vorgegeben. Es ist offensichtlich, dass die Zweielektronenregel erfüllt wird, denn es gibt nur Elektronenpaare, symbolisiert durch die Valenzstriche. Die Oktettregel wird ebenfalls erfüllt, denn jedes Chloratom verfügt über 8 Außenelektronen. Die gemeinsamen Elektronenpaare in der Mitte gehören zu beiden Chloratomen. Und selbstverständlich erzielen beide Chloratome eine Edelgaskonfiguration, denn sie besitzen die gleiche elektronische Struktur wie das Atom des chemischen Elementes Argon.

Kommen wir zu unserem heutigen Problemfall. Der Problemfall kommt in Gestalt von 2 Sauerstoffatomen daher. Das hatten wir doch schon, werdet Ihr sagen. Doch wartet es einmal ab, denn uns alle erwartet eine Überraschung. Schauen wir nun im Periodensystem der Elemente unter dem Symbol O nach. Wir finden O in der 6. Hauptgruppe. Demzufolge hat das Sauerstoffatom O 6 Außenelektronen. Die jeweils 6 Außenelektronen möchte ich nun an den beiden Sauerstoffatomen anordnen. Klar, dass die Oktettregel für keines der beiden Sauerstoffatome erfüllt wird. Denn 1 Sauerstoffatom hat nun einmal nur 6 Außenelektronen. Daher kann auch die Edelgaskonfiguration nicht erfüllt werden. Denn dafür müssten ja 8 Außenelektronen auf der äußeren Schale vorhanden sein.

Elektronenpaarung, mit dem Ziel der chemischen Bindung zwischen den beiden Sauerstoffatomen, liefert eine Lösung dieses Problems. Denn jetzt verfügt beides der Sauerstoffatome über 8 Außenelektronen. Die gemeinsamen Elektronen zählen für beide Sauerstoffatome. Daraus ergibt sich aber, dass beide Sauerstoffatome eine Edelgaskonfiguration erreichen. Jedes der beiden Sauerstoffatome besitzt nun die elektronische Struktur des Edelgasatoms Neon.

Das haben wir bereits gesehen, werdet Ihr sagen, und zwar im Video Lewis-Formeln Teil 1. Das stimmt. Das Experiment aber zeigt, dass ein Sauerstoffmolekül mit einer derartigen elektronischen Struktur nicht stabil ist. Trotzdem gibt es auf unserer Erde Unmengen von Sauerstoffmolekülen in der Erdatmosphäre. Welche elektronische Struktur haben diese?

Wir nehmen unsere elektronische Struktur und belassen eines der beiden Elektronenpaare zwischen den beiden Sauerstoffatomen. Das andere Elektronenpaar nehmen wir und spalten es in beide einzelnen Elektronen auf, wobei jeweils 1 Elektron zu einem der Sauerstoffatome geht. Und das ist eine echte Überraschung, denn die Zweielektronenregel wird verletzt. Wir haben 2 einzelne Elektronen an jedem Sauerstoffatom eins. Auch verfügt keines der beiden Sauerstoffatome mehr über 8 Außenelektronen. Die Oktettregel wird verletzt. Jedes besitzt nur noch 7 Außenelektronen. Und damit kann auch eine Edelgaskonfiguration für keines der beiden Sauerstoffatome mehr erreicht werden.

Alle unsere schönen Regeln wurden verletzt. Während wir uns von diesem Schock erholen, möchte ich das entstandene Sauerstoffmolekül in Valenzstrichschreibweise darstellen. Jeweils 1 Elektronenpaar wird durch 1 Valenzstrich ersetzt. Diese Struktur haben die Moleküle, die unser Sauerstoff bildet. Um noch zusätzlich Salz in die Wunde zu streuen, möchte ich die beiden einzelnen Elektronen rot kennzeichnen. Ein chemisches Teilchen, das ungepaarte Elektronen besitzt, bezeichnet man als radikal. Da es sich hier um 2 Elektronen handelt, spricht man von einem Biradikal. Ein Sauerstoffmolekül, das ein Biradikal ist, wird auch als Triplett-Sauerstoff bezeichnet.

Wollen wir uns die energetischen Verhältnisse im Sauerstoffmolekül einmal anschauen. Ich zeichne zunächst eine Energieachse und trage daneben 2 unterschiedliche Energieniveaus ein. Das höhere Energieniveau entspricht dem elektronischen Zustand im Sauerstoffmolekül, in dem alle Elektronen als Paare vorliegen. Das günstigere, niedrigere Energieniveau entspricht dem elektronischen Zustand im Sauerstoffmolekül, in dem 2 Elektronen ungepaart vorliegen. Man sagt auch, dass bei dem höheren Energieniveau ein Singulett vorliegt, während das günstigere Energieniveau dem Triplett entspricht.

Nach so viel Enttäuschung können wir resümieren: Aus einem Experiment lassen sich Lewis-Formeln für eine Erklärung gut entwickeln. Umgekehrt ist es problematisch, aus Lewis-Formeln bestimmte experimentelle Aussagen vorauszusagen. Obwohl selbst Bestandteil der Theorie, bedarf es zur Begründung von Lewis-Formeln einer massiven theoretischen Grundlage. In unserem Fall wären das gute quantenchemische Rechnungen.

Fassen wir zusammen: Lewis-Formeln sind gut geeignet, chemische Bindungsverhältnisse zu beschreiben. Lewis-Formeln sind mitunter ungeeignet, chemische Bindungsverhältnisse vorauszusagen. Trotz dieser kleinen Einschränkung möchte ich Euch nicht entmutigen, Lewis-Formeln ständig in der chemischen Zeichensprache anzuwenden.

So weit für heute. Ich wünsche Euch alles Gute und viel Erfolg. Tschüss!

6 Kommentare

6 Kommentare
  1. Wenn Sauerstoff ein Radikal ist,muss ich befürchten wenn ich einatme? ...Also ist es gesundschädlich oder ist Sauerstoffradikal stabil?

    Von Aniikii, vor etwa 7 Jahren
  2. Kann es sein das hier die Antwort der Testfrage falsch ist?! VlG

    Von Lena Soppe, vor fast 9 Jahren
  3. Hallo,
    bei der Testfrage: "Um welches chemisches Teilchen handelt es sich beim Sauerstoff - Molekül?" ist die Antwort -Ein Kation (positiv geladenes Teilchen). Das verstehe ich nicht. Wurde im Video nicht gesagt, das es sich beim (stabilen/unseren) Sauerstoff um ein Biradikal handelt?

    Von Wilgelmus, vor fast 10 Jahren
  4. Die Videos sind für Schülerinnen und Schüler im Anfängerunterricht gedacht. Wer gut bescheid weiß, kann an beliebiger Stelle aussteigen.

    Von André Otto, vor mehr als 10 Jahren
  5. für meinen geschmack viel zu viele wiederholungen in den videos insgesamt

    Von Linadiddlina, vor mehr als 10 Jahren
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