30 Tage kostenlos testen

Überzeugen Sie sich von der Qualität unserer Inhalte.

Formalladungen in Lewis-Formeln

Du möchtest schneller & einfacher lernen?

Dann nutze doch Erklärvideos & übe mit Lernspielen für die Schule.

Kostenlos testen
Du willst ganz einfach ein neues Thema lernen
in nur 12 Minuten?
Du willst ganz einfach ein neues
Thema lernen in nur 12 Minuten?
  • Lucy lernt 5 Minuten 5 Minuten verstehen

    Unsere Videos erklären Ihrem Kind Themen anschaulich und verständlich.

    92%
    der Schüler*innen hilft sofatutor beim selbstständigen Lernen.
  • Lucy übt 5 Minuten 5 Minuten üben

    Mit Übungen und Lernspielen festigt Ihr Kind das neue Wissen spielerisch.

    89%
    der Schüler*innen haben ihre Noten in mindestens einem Fach verbessert.
  • Lucy stellt fragen 2 Minuten Fragen stellen

    Hat Ihr Kind Fragen, kann es diese im Chat oder in der Fragenbox stellen.

    94%
    der Schüler*innen hilft sofatutor beim Verstehen von Unterrichtsinhalten.
30 Tage kostenlos testen

Testphase jederzeit online beenden

Bewertung

Ø 4.2 / 5 Bewertungen

Die Autor*innen
Avatar
André Otto
Formalladungen in Lewis-Formeln
lernst du in der Oberstufe 7. Klasse - 8. Klasse - 9. Klasse

Grundlagen zum Thema Formalladungen in Lewis-Formeln

Inhalt

Formalladungen in Lewis-Formeln – Chemie

Mithilfe der Lewis-Formel lässt sich die Formalladung der Atome in einem Molekül bestimmen. In diesem Text erfährst du mehr über das Wesen der Formalladung und wie du die Formalladungen von Atomen ermitteln kannst.

Was ist eine Formalladung? – Definition

Einfach erklärt gibt die Formalladung an, wie viele Elektronen ein Atom in einem Molekül, im Vergleich zu seinen Valenzelektronen, zu viel oder zu wenig hat. Dabei gibt die Formalladung die Differenz zwischen den Valenzelektronen und den Bindungselektronen an. Letztere werden in einem Molekül gleichmäßig aufgeteilt. Die Summe aller Formalladungen ergibt die Ladung des gesamten Moleküls.

Die Formalladung findet also Verwendung darin, herauszufinden, wie ein Molekül nach außen hin geladen ist. Die tatsächlichen Ladungen an den Atomen können mit einer quantenmechanischen Methode berechnet werden. Bei vielen molekularen und ionischen System reproduzieren die Formalladungen die tatsächlichen Ladungswerten jedoch ziemlich gut.

Abgrenzung zu anderen Ladungstypen

  • Partialladungen: unterschiedliche Elektronegativitäten der Bindungspartner
  • Oxidationszahlen: Anzahl der Elementarladungen, die ein Atom aufnehmen kann
  • Ionenladung: elektrische Ladung eines Ions. Sie entspricht der elektrischen Ladung des Moleküls.

Im Unterschied zur Formalladung zeigt die Partialladung unterschiedliche Elektronegativitäten in einem Molekül an. Auch sind die Oxidationszahlen keine Formalladungen. Der Unterschied der Oxidationszahlen zu der Formalladung besteht darin, dass die Oxidationszahlen angeben, wie viel Elementarladung ein Atom aufgenommen oder abgegeben hat. Dieser Wert muss nicht mit der Formalladung übereinstimmen. Die Ionenladung gibt im Gegensatz zur Formalladung die elektrische Ladung eines Ions an. Das entspricht der elektrischen Ladung eines Moleküls.

Wie ermittelt man die Formalladung?

Ein Atom hat eine Anzahl an Elektronen auf seiner Außenschale. Diese werden als Valenzelektronen bezeichnet und entsprechen der Hauptgruppennummer. Das Sauerstoffatom $(\ce{O})$ befindet sich in der sechsten Hauptgruppe und hat somit sechs Valenzelektronen. Wir können also Folgendes festhalten: Die Anzahl der Valenzelektronen $V_A$ entspricht der Hauptgruppennummer $N$.

$\Rightarrow V_A = N$

Wenn ein Atom nun eine kovalente Bindungen eingeht, kann es passieren, dass dieses Atom nun eine andere Anzahl Valenzelektronen besitzt. Das liegt daran, weil die Bindungselektronen gleichmäßig in einem Molekül aufgeteilt werden.
Die Anzahl der Valenzelektronen eines Atoms in einem Molekül $V_M$ entspricht der Summe der Bindungselektronen $n$ und der freien Elektronen $m$. In der Lewis-Schreibweise entspricht ein Strich zwei Elektronen. Um zu verdeutlichen, welche Valenzelektronen ein Atom in einem Molekül hat, kann man einen Kreis um alle Elektronen ziehen und die Anzahl aller Elektronen zählen. Halten wir also fest:

$\Rightarrow V_M = n + 2\cdot{m}$

Um nun die Formalladung in einem Molekül zu ermitteln, subtrahiert man die Anzahl der Valenzelektronen $V_A$ von der Anzahl der Valenzelektronen im Molekül $V_M$. Die Formalladung wird durch einen Kreis ($\ominus; \oplus$) über dem Element dargestellt.

$\Rightarrow Q_F = V_A - V_M$

Die Anzahl der Ladung wird entsprechend vor das Symbol geschrieben. Zum Beispiel hier beim Molekül Ozon:

$\ce{\overset{\oplus}{O}-\overset{\ominus}{O}=\overset{}{O}}$

Die Ladung eines Moleküls $Q$ entspricht der Summe alle Formalladungen $Q_F$:


$Q = \sum Q_F$

Wie man die Formalladung bestimmt, wird nun an verschiedenen Beispielen verdeutlicht.

Weitere Anwendungsbeispiele zur Ermittlung der Formalladung

Bestimmung der Formalladung von $\ce{CO2}$ am Kohlenstoffdioxidmolekül $\ce{O=C=O}$

Atom $V_A = N$ $V_M = n + 2\cdot{m}$ $Q_F = V_A - V_M$
$\ce{O}$ $ 6 $ $2+2\cdot2=6 $ $ 6-6=0 $
$\ce{C}$ $ 4 $ $ 4+2\cdot0=4 $ $ 4-4=0 $

Das Molekül Kohlenstoffdioxid ist nach außen hin neutral. Außerdem besitzen weder die Sauerstoffatome noch das Kohlenstoffatom Formalladungen. Da das Molekül symmetrisch ist, sind beide Sauerstoffatome gleichwertig in der Betrachtung.

Bestimmung der Formalladung von $\ce{HNO3}$ am Salpetersäuremolekül $\ce{O-N(O)-OH}$

Atom $V_A = N$ $V_M = n +2\cdot{m}$ $Q_F = V_A - V_M$
$\ce{H}$ $ 1$ $ 1$ $1-1=0$
$\ce{O}$ $ 6$ $2+2\cdot2=6 $ $ 6-6=0 $
$\ce{N}$ $ 5 $ $4+2\cdot0=4 $ $5-4=1 $
$\ce{O}$ $6 $ $2+2\cdot2=6 $ $6-6=0 $
$\ce{O}$ $6$ $1+2\cdot3=7$ $6-7=-1$

Das Molekül der Salpetersäure hat am Stickstoffatom eine positive Formalladung. Jeweils eines der Sauerstoffatome hat eine negative Partialladung. Diese können durch mehrere Lewis-Formeln beschrieben werden. Dann spricht man auch von einer Mesomerie. Beide Grenzstrukturen sind hier gleich wahrscheinlich, deshalb tragen beide Sauerstoffatome Ladungen von jeweils $-\frac{1}{2}$.

Mesomerie Salpetersäure

Ein bekanntes Molekül, bei dem die Mesomerie auch auftritt, ist das Ozon. Das Molekül Ozon kann ebenfalls durch mehrere Lewis-Formeln beschrieben werden. Die negative Formalladung kann sich also jeweils an dem linken oder an dem rechten Sauerstoffatom befinden. Die positive Formalladung liegt hier immer beim mittleren Sauerstoffatom. Nach außen hin ist das Molekül jedoch neutral.

Mesomerie Ozon Ladung

Bestimmung der Formalladung von $\ce{CO}$ am Kohlenstoffmonoxidmolekül $\ce{O#C}$

Atom $V_A = N$ $V_M = n + 2\cdot{m}$ $Q_F = V_A - V_M$
$\ce{C}$ $4$ $3+2\cdot1=6$ $4-5=-1$
$\ce{O}$ $6$ $3+2\cdot1=5$ $6-5=+1$

Das Kohlenstoffmonoxidmolekül hat also folgende Formalladungen: $\ce{\overset{\oplus}{O}#\overset{\ominus}{C}}$

Im Vergleich zu den Formalladungen sind bei diesem Molekül auch die Elektronegativitäten des Sauerstoffatoms und des Kohlenstoffatoms über den Elementen notiert. Die Elektronegativitäten entsprechen also nicht der Formalladung.

$\ce{\overset{3,5}{O}#\overset{2,5}{C}}$

Dieses Video

In diesem Video lernst du, wie du die Formalladungen in einem Molekül bestimmen kannst. Du weißt, dass die Summe aller Formalladungen oft auch der Ladung des Moleküls entspricht.

Im Anschluss an das Video und diesen Text findest du Übungsaufgaben und Arbeitsblätter zum Thema Formalladungen in Lewis-Formeln, um dein erlerntes Wissen zu üben. Viel Spaß!

Transkript Formalladungen in Lewis-Formeln

Hallo und ganz herzlich willkommen! In diesem Video geht es um „Formalladungen in Lewis – Formeln“.

Erinnern wir uns an den Anfängerunterricht. Kohlenstoff und Sauerstoff bilden das Oxid CO2. Bei Betrachtung der Bindungselektronen sieht das so aus: O = C = O. Berücksichtigen wir ALLE Valenzelektronen, kommen wir zu folgender Darstellung:

O = C = O

Könnt ihr an einem der drei Atome eine Ladung erkennen? Nein? Richtig! Sie gibt es nämlich auch gar nicht. Zumindest nicht in DIESER Darstellung.
Könnt ihr diese Tatsache SICHER begründen? Um sicher zu argumentieren, möchte ich etwas weiter ausholen.

Die Elektronenpaarbindung
Ein Sauerstoff – Atom verfügt über 6 Valenzelektronen (VI. Hauptgruppe).
Ein Kohlenstoff – Atom verfügt über 4 Valenzelektronen (IV. Hauptgruppe). Im CO2 wird die chemische Bindung über die ELEKTRONENPAARBINDUNG realisiert. Beim AUFBAU dieser Bindung wird eine ZUSÄTZLICHE STABILISATION im Vergleich zu den atomaren Bausteinen erreicht. Regel für die Stabilisierung:
Jedes Atom strebt eine EDELGASKONFIGURATION an. Bei den Elementen der zweiten Periode (Kohlenstoff und Sauerstoff) ist das die Elektronenkonfiguration des Neon – Atoms. Kurz gesprochen: Für die Valenzelektronen wird ein ELEKTRONENOKTETT angestrebt (OKTETT – REGEL). Mitunter spricht man von der ACHTERSCHALE.

Ladungen im Kohlenstoffdioxid Unter Berücksichtigung der Regeln für die ELEKTRONENPAARBINDUNG hatten wir das Molekül schon in der korrekten LEWIS – VALENZSTRICHFORMEL dargestellt.

O = C = O

Ich erinnere: 1. Ein Strich bedeutet jeweils EIN Elektronenpaar. 2. Die längeren Striche zwischen den Atomen stellen jeweils EINE Elektronenpaarbindung dar. 3. Die kürzeren Striche versinnbildlichen jeweils EIN nichtbindendes (einsames) Elektronenpaar Unterschied zwischen Bindungselektronen und nichtbindenden Elektronen:
Bindungselektronen gehören zu BEIDEN Bindungspartnern.
Nichtbindende Elektronen gehören nur zu IHREM EIGENEN Atom.

Das bedeutet: Jedes Bindungselektronenpaar muss zu gleichen Teilen den beteiligten Atomen zugeordnet werden. Jedes nichtbindende Elektronenpaar wird vollständig bei seinem Atom gezählt.

Zählung der Ladung: Ein Elektron trägt die Ladung -1.

Wir definieren: Formale Ladung = Valenzelektronenzahl des einzelnen Atoms - Valenzelektronenzahl eines Atoms im Molekül QF =VA – VM

Wenn n die Zahl der bindenden Elektronenpaare und m die Zahl der freien Elektronenpaare ist, so gilt für die Valenzelektronenzahl eines Atoms im Molekül:
VM = 2 n / 2 + 2 m

Und daher:
VM = n + 2 m

Wenn N die Nummer der Hauptgruppe ist, zu der das betrachtete Atom gehört, so gilt: VA = N

Daher: QF = QA – QM

Wir benutzen für die Rechnung eine Tabelle. Die Formalladungen sind somit jeweils 0. Das Molekül ist symmetrisch. Daher sind beide Sauerstoff – Atome gleichwertig in der Betrachtung.

Weitere Moleküle Moleküle scheinen langweilig zu sein. Denn die Partialladungen an ihren Atomen sind doch wohl immer Null!?! Oder? Schauen wir uns einmal das Molekül der Salpetersäure an. Es ist völlig planar. Wichtig: Das Stickstoff – Atom ist vierbindig. Anderenfalls würde die Oktettregel verletzt werden.
Wir rechnen.

Am Wasserstoff – Atom und am Sauerstoff – Atom O(1) ist „nichts los“. Die Formalladungen sind jeweils Null. Interessant sind die Ladungen +1 am Stickstoff – Atom und -1 am Sauerstoff – Atom O(2).
Die negative Ladung kann aber ebensogut das andere Sauerstoff – Atom O(1) tragen. Das entspricht der anderen mesomeren Grenzstruktur. Da beide Grenzstrukturen als gleich wahrscheinlich angenommen werden, tragen beide Sauerstoffatome Ladungen von jeweils -1/2.

Interessant ist auch Kohlenstoffmonoxid. Nur eine Dreifachbindung führt zur Einhaltung der Oktett – Regel. Wir rechnen. Wir finden am Kohlenstoff - Atom eine Formalladung von -1 und am Sauerstoff – Atom eine Formalladung von +1. Bei Betrachtung der entsprechenden Elektronegativitäten von 3,5 und 2,5 würde man das nicht erwarten. Ionen Hier möchte ich die Rechnungen nicht ausführen. Cyanid - Ion Die Atome sind über eine Dreifachbindung verknüpft. An ihnen sitzt jeweils ein nichtbindendes Elektronenpaar. Die Oktettregel wird erfüllt. Das Stickstoff - Atom trägt damit die Formalladung 0, das Kohlenstoff – Atom die Formalladung Nitrat - Ion Das das Nitrat – Ion trägt am Stickstoff – Atom die Formalladung +1 (siehe Salpetersäure). Entsprechend lassen sich zwei Sauerstoff – Atomen jeweils eine negative Ladung zuordnen. Da man drei Grenzstrukturen formulieren kann, wobei jedes Sauerstoff – Atom in zweien davon eine negative Ladung trägt, ist die Formalladung an allen drei Sauerstoff – Atomen gleich -2/3.

Thiocyanat – Ion Man kann hier wieder zwei mesomere Grenzstrukturen formulieren. Die negative Ladung ist entweder am Schwefel – Atom oder am Stickstoff – Atom lokalisiert. Betrachten wir beide Strukturen als gleich wahrscheinlich, so ergeben sich Formalladungen von jeweils -1/2.

Wie gut ist das einfache Modell? Um diese Frage zu beantworten habe ich die tatsächlichen Ladungen an den Atomen mit einer quantenchemischen Methode berechnet. Das gewählte Niveau gilt als aussagefähig und wird bei der Literatur kurz ausgeführt. Ich möchte keinen detaillierten Vergleich anstellen. Ihr mögt selbst anschauen, inwieweit die einfache Valenzstrichmethode zuverlässig arbeitet. Die Formalladungen schreibe ich schwarz, die tatsächlichen Ladungen rot.

Salpetersäure Ich denke, die Übereinstimmung ist zufriedenstellend.

Cyanid - Ion Auch hier kann man zufrieden sein.

Nitrat - Ion Völlig in Ordnung.

Thiocyanat – Ion Eine gute Übereinstimmung.

Und jetzt unser schwarzes Schaf: Kohlenstoffmonoxid Die Werte sind viel kleiner als mit der Valenzstrichschreibweise vorausgesagt. Außerdem tragen sie entgegengesetzte Vorzeichen. Offensichtlich üben hier die Elektronegativen einen spürbaren Einfluss aus.

Schlussfolgerung Bei einer Reihe von molekularen und ionischen Systemen gibt die Formalladung die Ladungen an den Atomen recht gut an. Aber Vorsicht! Es gibt Ausnahmen!

Das war es auch schon wieder für heute. Ich wünsche euch alles Gute und viel Erfolg Tschüs Euer André

2 Kommentare

2 Kommentare
  1. Hallo Djordjevic Marko98,
    Formalladungen ergeben sich aus der Elektronenverteilung, des Lewis-Modells. Sind also theoretischer Natur. Sollten also formal vorhanden sein. Diese müssen aber nicht zwangsläufig zu einer Ausprägung von wirklichen Partialladungen (Teilladungen) oder gar eines Dipols führen. Dies ist besonders bei Grenzfällen, wie dem Schwefelsäuremolekül oder dem Ozonmolekül, nicht der Fall.

    Von Karsten S., vor fast 4 Jahren
  2. Was ist jetzt genau der Unterschied zwischen einer Partialladung und einer Formalladung?

    Von Djordjevic Marko98, vor fast 4 Jahren

Formalladungen in Lewis-Formeln Übung

Du möchtest dein gelerntes Wissen anwenden? Mit den Aufgaben zum Video Formalladungen in Lewis-Formeln kannst du es wiederholen und üben.
  • Nenne die theoretischen Voraussetzungen für die Bestimmung von Formalladungen.

    Tipps

    Teilchen- oder Stoffeigenschaften spielen bei der Berechnung der Formalladungen keine Rolle.

    Bei der Berechnung von Formalladungen musst du Elektronen zählen.

    Lösung

    Es gibt einiges, was du für die Bestimmung der Formalladungen beachten musst:

    • Valenzelektronenzahl
    • Bindungselektronenzahl
    • Zahl freier Elektronen
    • Elektronenpaarbindung
    • Oktett-Regel
    • Edelgaskonfiguration
    Es handelt sich durchgängig um die theoretischen Grundlagen, die du dir beim Erlernen der kovalenten Bindung (Elektronenpaarbindung) angeeignet haben solltest. Es handelt sich dabei ausschließlich um ein qualitatives Konzept.

    Die Elektronegativitäten sind nicht notwendig für Formalladungen. Die Berücksichtigung der Elektronegativität führt allerdings zu einer Korrektur der Formalladungen in Richtung der korrekten Werte.

  • Begründe die Formalladungen im Kohlenstoffmonoxid-Molekül.

    Tipps

    Ganzzahligkeit der Formalladungen wird durch die Zahl der Grenzstrukturen bestimmt.

    Das Erreichen der Edelgaskonfiguration ist ein Kriterium des theoretischen Konzepts.

    Lösung

    Die Ganzzahligkeit von Elektronen ist kein Argument für ganzzahlige Formalladungen. Sie ist nur dann gewährleistet, wenn das Molekül nur durch eine Formel (eine mesomere Grenzstruktur) beschrieben wird. Ein Gegenbeispiel ist das Nitrat-Ion mit drei mesomeren Grenzstrukturen.

    Die Formalladungen im Kohlenstoffmonoxid-Molekül führen zur Erfüllung der Oktett-Regel. Mit elektronischen Strukturen, die keine Ladungen an den Atomen aufweisen, ist das nicht möglich.

    Die negative Formalladung befindet sich allerdings nicht am elektronegativeren Atom. Das ist das Sauerstoffatom (Elektronegativität 3,5). Sie befindet sich am elektropositiveren Kohlenstoffatom (Elektronegativität 2,5). Eine allgemeingültige Regel für die Lage der Formalladungen gibt es nicht. Generell kann das Kohlenstoffatom aber auch eine positive Formalladung besitzen. Die Carbenium-Ionen können als Gegenbeispiele dienen. Grund für die positive Formalladung am Sauerstoffatom ist die Dreifachbindung und das nicht bindende Elektronenpaar an diesem Atom. Von den sechs Valenzelektronen des isolierten Atoms verbleiben im Molekül 3 + 2 = 5 Elektronen. Das ergibt eine Formalladung von +1.

  • Bestimme die höchsten möglichen Formalladungen einiger Atome.

    Tipps

    Für die Erzielung positiver Ladungen müssen Valenzelektronen abgegeben werden.

    Valenzelektronen sind die Außenelektronen.

    Bei allen genannten Atomen handelt es sich um Teilchen der Hauptgruppenelemente.

    Lösung

    Wenn man das Prinzip verstanden hat, ist die Lösung ganz einfach. Ein Atom kann nur so viel Elektronen abgeben, wie es Außenelektronen enthält. Demzufolge ist die maximale formale Ladung eines Atoms gleich der Zahl der abgegebenen Elektronen. Und das ist gleich der Zahl der Valenzelektronen. Diese stimmt wieder überein mit der Nummer der Hauptgruppe, denn nach Vereinbarung wurden nur Hauptgruppenelemente betrachtet.

    Daher erhält man:

    • +4: Kohlenstoffatom, Siliciumatom, Zinnatom
    • +5: Stickstoffatom, Phosphoratom, Arsenatom
    • +6: Sauerstoffatom, Schwefelatom, Selenatom
    • +7: Chloratom, Bromatom, Iodatom

  • Erkläre die Formalladungen im Salpetersäure-Molekül.

    Tipps

    Das Molekül ist planar, zeigt aber nur eine begrenzte Symmetrie.

    Überlege, ob Elektronegativitäten bei der Bestimmung der Formalladung eine Rolle spielen.

    Lösung

    Man kann nicht jeweils zwei Bindungspaare vom Stickstoffmolekül zu zwei Sauerstoffatomen schreiben. Zusammen mit der Bindung zum dritten Sauerstoffatom wäre dann die Oktett-Regel verletzt, da das Stickstoffatom nun über zehn Valenzelektronen verfügt.

    Es stimmt auch nicht, dass im Rahmen des Modells die Formalladungen +1 (N), zweimal -1/2 (O), sowie 0 für H und das verbleibende Sauerstoffatom unter allen Aspekten korrekt sind. Die Betonung liegt hier auf unter allen Aspekten, denn streng genommen sind die Mittelwerte nur dann zu errechnen, wenn die Struktur des Moleküls das zulässt. Die beiden Sauerstoffatome im Molekül $HNO_3$ sind jedoch nicht symmetrisch bezüglich einer Symmetrieachse. Und damit ist die Bestimmung der Mittelwerte der Formalladungen aus den Grenzstrukturen nicht korrekt.

    Die Formalladungen können aber tatsächlich eine gute qualitative Übereinstimmung mit den tatsächlichen Ladungen an den Atomen im Molekül $HNO_3$ liefern. Das zeigt der Vergleich mit den Ergebnissen der quantenchemischen Rechnung.

    Elektronegativitäten werden bei der Betrachtung von Formalladungen nicht berücksichtigt.

  • Bestimme die Formalladungen für die Atome in folgenden Verbindungen.

    Tipps

    Von den Oxiden des Kohlenstoffs verhält sich eines völlig normal, das andere unnormal.

    Bei einigen Teilchen müssen für die Bestimmung der Formalladungen alle Grenzstrukturen betrachtet werden.

    Lösung

    Die Formalladungen kann man sich natürlich nicht alle merken. Sie lassen sich allerdings aus der Lewisformel des Moleküls unter Einhaltung der Oktettregel bestimmen. Die Formalladung ist ganzzahlig, wenn es keine mesomeren Grenzstrukturen gibt ($CO$, $CO_2$). Sind mesomere Grenzstrukturen vorhanden ($SCN^\ominus$, $HNO_3$), so können gebrochene Formalladungen auftreten.

    Formalladung = 0

    • O im $CO_2$
    • C im $CO_2$
    • H im $HNO_3$
    • C im $SCN^\ominus$
    • H-O-N im $HNO_3$
    Formalladung = +1

    • N im $HNO_3$
    • O im $CO$
    Formalladung = -1

    • C im $CO$
    Formalladung = -1/2

    • S im $SCN^\ominus$
    • N im $SCN^\ominus$
    • N= O im $HNO_3$
  • Untersuche die Valenzschreibweise für das Sulfat-Ion kritisch.

    Tipps

    Im Sulfat-Ion sind nach dem Experiment alle vier Bindungen gleich.

    Die Ladungen an den Sauerstoffatomen sind alle gleich.

    Gebrochene Bindungszahlen und Ladungen sind möglich.

    Lösung

    Das Sulfat-Ion weist eine Tetraeder-Struktur auf. Die Sauerstoffatome liegen an den Eckpunkten des Tetraeders, das Schwefelatom in seinem Zentrum. Daher kann eine einzige mesomere Grenzstruktur die Bindungsverhältnisse im Sulfat-Ion nicht richtig darstellen, denn es gibt verschiedene Bindungen zwischen dem Schwefelatom und den Sauerstoffatomen: zwei Einfachbindungen und zwei Doppelbindungen. Das Teilchen hätte dann nicht die relativ hohe Symmetrie eines Tetraeders.

    Aus diesem Grund stellt man sich sechs mesomere Grenzstrukturen für das Sulfat-Ion vor (siehe Abbildung). Dann gibt es zwischen dem Schwefelatom und den jeweiligen Sauerstoffatomen 1,5 Bindungen. Am Schwefelatom ist die Ladung 0, die Ladungen an den Sauerstoffatomen betragen jeweils -0,5.

    Die Zahl der Elektronen am Schwefelatom steht im Widerspruch zu einer einfachen Modellvorstellung. Das Atom verfügt insgesamt über 6 Bindungen. Damit besitzt es 12 Valenzelektronen. Das ist eine Verletzung der Oktett-Regel.

    Wie kann man dieses Problem lösen?

    Das ist möglich, wenn man zwischen dem Schwefelatom und den Sauerstoffatomen jeweils Einfachbindungen annimmt. Die Ladungen an den Sauerstoffatomen sind dann jeweils -1, an dem Schwefelatom ist eine Ladung von +2. Man kann sich leicht davon überzeugen, dass das Sulfat-Ion dann die korrekte Ladung von -2 aufweist. Damit ist die Oktett-Regel erfüllt.

    Damit reicht die Darstellung einer einzigen elektronischen Struktur, um eine Übereinstimmung mit dieser grundsätzlichen Bindungsregel zu erzielen.

30 Tage kostenlos testen
Mit Spaß Noten verbessern
und vollen Zugriff erhalten auf

4.000

sofaheld-Level

6.574

vorgefertigte
Vokabeln

10.233

Lernvideos

42.252

Übungen

37.351

Arbeitsblätter

24h

Hilfe von Lehrer*
innen

laufender Yeti

Inhalte für alle Fächer und Schulstufen.
Von Expert*innen erstellt und angepasst an die Lehrpläne der Bundesländer.

30 Tage kostenlos testen

Testphase jederzeit online beenden