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Lewis – Säuren und Basen

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Die Autor*innen
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André Otto
Lewis – Säuren und Basen
lernst du in der Oberstufe 6. Klasse - 7. Klasse

Grundlagen zum Thema Lewis – Säuren und Basen

Inhalt

Lewis – Säuren und Basen – Chemie

Hast du dich schon einmal gefragt, was Säuren und Basen sind? Nach Arrhenius sind Säuren Wasserstoffverbindungen, die in wässriger Lösung Protonen $\ce{H+}$ abgeben und ein Säurerestion bilden (Säure-Base-Konzept). Brönsted entwickelte eine Säure-Base-Theorie, nach der Säuren Protonendonatoren und Basen Protonenakzeptoren sind (Säuren und Basen erkennen). Diese beiden Theorien können jedoch nicht alle Fälle erklären. Ebenfalls im Jahr 1923 entwickelte dann Lewis eine allgemeinere Definition für Säuren und Basen. In diesem Lerntext erfährst du, was die Säure-Base-Theorie nach Lewis genau besagt.

Was ist eine Lewis-Säure und was ist eine Lewis-Base?

Einfach erklärt nimmt die Lewis-Säure Elektronenpaare auf. Säuren sind nach dieser Definition Elektronenpaarakzeptoren.

Einfach erklärt gibt die Lewis-Base Elektronenpaare ab. Basen sind nach dieser Definition sogenannte Elektronenpaardonatoren.

Verdeutlicht wird die Säure-Base-Definition nach Lewis an folgendem Beispiel: Eine Lewis-Säure $\ce{A} \Box$ hat ein leeres Atomorbital oder ein leeres Molekülorbital. Ihm fehlen also zwei Elektronen, was durch das leere Quadrat gekennzeichnet wird. Dagegen hat die Lewis-Base $\ce{:B}$ ein Elektronenpaar – also zwei Elektronen – zur Verfügung. Dies wird mit den zwei Punkten symbolisiert. Die Lewis-Säure und die Lewis-Base reagieren zu einem Lewis-Säure-Base-Addukt (manchmal auch als Koordinationsverbindung oder als Akzeptor-Donator-Komplex bezeichnet).

$\underset{\text{Lewis-Säure}}{\text{A} \Box} + \underset{\text{Lewis-Base}}{\text{:B}} \rightarrow \underset{\text{Lewis-Säure-Base-Addukt}}{\text{A-B}}$

Die Elektronenpaare gehören nach der Reaktion beiden Reaktionspartnern.

Säure-Base-Konzepte im Vergleich

Ist jede Brönsted-Säure eine Lewis-Säure und jede Lewis-Base eine Brönsted-Base? Jede Brönsted-Base ist auch eine Lewis-Base, weil ein freies Elektronenpaar sowohl für die Bindung einer Lewis-Säure zur Verfügung steht als auch Protonen im Sinne von Brönsted binden kann. Allerdings müssen Brönsted-Säuren nicht unbedingt Lewis-Säuren sein.

Arrhenius entwickelte im Jahr 1887 ein Säure-Base-Konzept, nach dem eine Säure Wasserstoffprotonen in wässriger Lösung abgeben kann. Eine Base gibt in wässriger Lösung Hydroxidionen ab.

Drei der bekanntesten Säure-Base Konzepte kannst du dir in der folgenden Abbildung ansehen:

Säure-Base-Konzepte im Vergleich, Lewis-Säuren und Lewis-Basen

Im Vergleich sieht man, dass das Säure-Base-Konzept nach Lewis das Konzept von Arrhenius sowie das Konzept von Brönsted und Lowry einschließt.

Lewis-Säure-Base-Reaktion – Beispiele

Die Säure-Base-Theorie nach Lewis wird im folgenden Abschnitt an einigen Beispielen einfach erklärt. Bisher hast du gelernt, dass Lewis-Säuren Elektronenakzeptoren und Lewis-Basen Elektronendonatoren sind. Im Folgenden werden dir in der Tabelle drei Reaktionen von Lewis-Säuren und Basen gezeigt.

  • Chlorid $\ce{Cl-}$ reagiert mit Aluminiumchlorid $\ce{AlCl3}$ zu Tetrachloraluminat $\ce{[AlCl4]^-}$:

    $\underset{\text{Lewis-Säure}}{\ce{AlCl3} \Box} + \underset{\text{Lewis-Base}}{\text{:Cl}^-} \longrightarrow \underset{\text{Lewis-Säure-Base-Addukt}}{\ce{AlCl4-}}$


  • Ein Wasserstoffproton $\ce{H+}$ reagiert mit Wasser $\ce{H2O}$ zu einem Hydroniumion $\ce{H3O+}$:

    $\underset{\text{Lewis-Säure}}{\ce{H+}\Box} + \underset{\text{Lewis-Base}}{\ce{:OH2}} \longrightarrow \underset{\text{Lewis-Säure-Base-Addukt}}{\ce{H3O+}}$


  • Salzsäure $\ce{HCl}$ reagiert mit Natronlauge $\ce{NaOH}$ zu Natriumchlorid $\ce{NaCl}$ und Wasser $\ce{H2O}$:

    $\underset{\text{Lewis-Säure}}{\text{Cl H} \Box} + \underset{\text{Lewis-Base}}{\text{Na :OH}} \longrightarrow \underset{\text{Lewis-Säure-Base-Addukt}}{\text{NaCl} }+\text{H}_2\text{O}$

Lewis-Säure-Base-Theorie – Beispiele

Die Lewis-Theorie bzw. das Lewis-Säure-Base-Konzept findet Anwendung in den folgenden Beispielsreaktionen:

  • Ammoniak $(\ce{NH3})$ reagiert mit Salzsäure $(\ce{HCl})$ zu dem Salz Ammoniumchlorid $(\ce{AlCl3})$. In dieser Reaktion besitzt Ammoniak ein nichtbindendes Elektronenpaar – es ist eine Lewis-Base. Das Salzsäuremolekül enthält hingegen kein Elektronenpaar – es ist eine Lewis-Säure. Durch die Abgabe und Aufnahme des Elektronenpaars geschieht es, dass das Wasserstoffteilchen vollständig am Stickstoffteilchen anliegt. Daher bilden sich jetzt vier Stickstoff-Wasserstoff-Bindungen aus. Die positive Ladung geht an das Stickstoffatom. Außerdem entsteht am Chloratom eine negative Ladung, es bildet sich Chlorid. Im Ergebnis entsteht ein Salz – das Ammoniumchlorid.

  • Ethanol $(\ce{C2H6O})$ reagiert mit einem Ethylion zu einem Oxoniumion. Das Ethanolmolekül verfügt über freie Elektronenpaare und ist damit die Lewis-Base. Das Ethylion ist eine Lewis-Säure, weil es an dem Kohlenstoffatom, das die positive Ladung trägt, kein Elektronenpaar hat, das eine chemische Bindung eingehen kann. Die Lewis-Base gibt ihr Elektronenpaar an die Lewis-Säure ab und es entsteht eine chemische Bindung. Es ist ein Oxoniumion entstanden.

Die Vorgänge bei diesen beiden Reaktionen kannst du im folgenden Bild sehen:

Beispiel Lewis Säure und Base

Das Oxoniumion kann unterschiedlich dargestellt werden (hier auf dem Bild gezeigt).

Dieses Video

In diesem Video lernst du, dass die Säure-Base-Theorie nach Lewis eine Erweiterung der Säure-Base-Theorien nach Arrhenius und Brönsted ist. Nach Lewis ist eine Säure ein Elektronenakzeptor und eine Base ist ein Elektronendonator. In dem Video wird der Hintergrund der Lewis-Säure erläutert.

Im Anschluss an das Video und diesen Text findest du Übungsaufgaben, um dein erlerntes Wissen zu überprüfen. Viel Spaß!

Transkript Lewis – Säuren und Basen

Guten Tag und herzlich willkommen. Könnt ihr euch noch an diesen Herrn erinnern? Richtig! Es ist Gilbert Newton Lewis. Das heutige Video heißt: Säuren und Basen nach Lewis. Gehen wir etwas in die Geschichte: Ich hoffe ihr habt das Video über die Säure-Base-Theorie von Arrhenius gesehen. Arrhenius nutzte bei seinen Überlegungen die Dissoziation aus. Chlorwasserstoff HCl dissoziiert in H+ und Cl-. NaOH dissoziiert in Na+ und OH-. Das Chlorwasserstoffmolekül HCl liefert ein Wasserstoffion H+. Daher ist es eine Säure. Das Natriumhydroxidmolekül NaOH liefert ein Hydroxidion OH-, deshalb ist es eine Base. Die Theorie von Arrhenius wurde von Brønsted erweitert. Wenn das Wassermolekül H2O mit einem Ammoniakmolekül NH3 reagiert, kommt es zu einer Übertragung von Wasserstoffionen H+ vom Wassermolekül H2O zum Ammoniakmolekül NH3. Es entstehen die Reaktionsprodukte OH- und NH4+. Ein Hydroxidion und ein Ammoniumion. Das Wassermolekül H2O liefert das Wasserstoffion H+, daher ist es eine Säure. Das Ammoniakmolekül NH3 nimmt das Wasserstoffion H+ auf, daher ist es eine Base. Nehmen wir nun einen Problemfall: Bortrifluorid BF3 reagiert mit einem Fluorion F- zu einer stabilen Verbindung BF4-, offensichtlich einem Ion. Wie kommt das? BF3 ist doch offensichtlich elektrisch neutral und wo ist hier ein Wasserstoffion und wo ist hier ein Hydroxidion OH-? Es gibt hier kein Wasserstoffion H+, genauso wenig wie an dieser Reaktion ein Hydroxidion OH- beteiligt ist. Was hat das dann aber, so frage ich, mit einer Säure-Base-Theorie zu tun? Kann man die Theorien von Arrhenius und Brønsted wirklich erweitern? An dieser Stelle nun entwickelte Lewis seine Säure-Base-Theorie. Nehmen wir zunächst das Fluoridion F-. Man kann es sich so vorstellen, dass es zumindest über ein Elektronenpaar verfügt und das ist sicher richtig. Das Fluoridion erfüllt die Oktettregel, erinnert euch. Bortrifluorid BF3 erfüllt die Oktettregel nicht. Ihm fehlt ein Elektronenpaar, um eine stabile Achterschale zu erreichen. Dabei kann ihm das Fluoridion helfen. Es stellt sozusagen sein Elektronenpaar zur Verfügung, damit die Achterschale für Bortrifluorid erreicht wird. Es bildet sich ein Gebilde, wie man es weiter rechts sieht. Und im Endeffekt erhalten wir ein stabiles Ion BF4-. Nach den Vorstellungen von Lewis ist das Fluoridion F- eine Base. Es liefert ein Elektronenpaar. Das Bortrifluoridmolekül BF3 ist hingegen eine Säure. Es nimmt ein Elektronenpaar auf. Es geht hier also weder um Wasserstoffionen H+, noch um Hydroxidionen OH-, sondern rein und allein um Elektronenpaare. Betrachten wir nun einige Beispiele: Das Chloridion Cl- reagiert mit seinem Elektronenpaar mit Aluminiumchlorid AlCl3, welches sich durch ein Fehlen eines solchen überschüssigen Elektronenpaars auszeichnet. Es bildet sich ein Gebilde, wie wir weiter rechts sehen und letztendlich erhalten wir das Ion AlCl4- ganz rechts. Damit ist das Chloridion Cl- eine Base und das Aluminiumchlorid AlCl3 eine Säure. Ein weiteres Beispiel. Das Wassermolekül verfügt am Sauerstoffatom über zwei nicht-bindende Elektronenpaare. Eines habe ich durch die einzelnen Elektronen und das Kästchen blau markiert. Das Wassermolekül soll nun mit einem Wasserstoffion H+ reagieren. Das Wasserstoffion verfügt über keine Elektronenpaare, deswegen ist sein rotes Kästchen leer. Für eine chemische Bindung mit dem Sauerstoffatom stellt ihm das Sauerstoffatom aus dem Wassermolekül das Elektronenpaar aus dem blauen Kästchen zur Verfügung. Im Ergebnis sind alle Bindungen zwischen den Wasserstoffatomen und dem Sauerstoffatom gleich. Es bleibt ein nicht-bindendes Elektronenpaar am Sauerstoffatom übrig und dort befindet sich auch die positive elektrische Ladung. Das Wassermolekül liefert ein Elektronenpaar, es ist eine Base. Das Wasserstoffion nimmt ein Elektronenpaar auf, es ist eine Säure. Ein drittes Beispiel. Die Neutralisation von Natriumhydroxid NaOH und Salzsäure HCl. NaOH plus HCL reagieren zu NaCl plus H2O. Man hat zuerst den Eindruck, dass hier die Vorstellungen von Lewis nicht greifen. Die Situation ändert sich vollständig, wenn ich die Ladungen an die einzelnen Teilchen anschreibe, so als ob bereits eine Dissoziation stattgefunden hat. Das Hydroxidion OH- hat ein Elektronenpaar, das es in einer chemischen Bindung zur Verfügung stellen kann. Zwei blaue Pünktchen im blauen Kästchen. Das Wasserstoffion hingegen H+ verfügt über ein solches Elektronenpaar nicht, daher ein rotes leeres Kästchen. Formal gesprochen liefert das Natriumhydroxidmolekül NaOH das Elektronenpaar, es ist daher eine Base. Das Salzsäuremolekül HCl nimmt das Elektronenpaar auf, es ist daher eine Säure. Kommen wir nun zum Formalen: Definition: Säuren sind Moleküle, die bei einer chemischen Reaktion Elektronenpaare aufnehmen. Basen sind Moleküle, die bei einer chemischen Reaktion Elektronenpaare abgeben. Die Situation nach der Reaktion: Die Elektronenpaare gehören nun beiden Reaktionspartnern.   Betrachten wir noch zwei Anwendungen: Als Erstes das Teilchen NH3 hier als Strukturformel dargestellt, mit einem nicht-bindenden blau dargestellten Elektronenpaar, ist eine Lewis-Base. Das Salzsäuremolekül, das Chlorwasserstoffmolekül HCl hingegen ist eine Lewis-Säure, dargestellt durch das rote leere Kästchen, welches kein Elektronenpaar enthält. Durch die Abgabe und Aufnahme des Elektronenpaares geschieht es, dass das Wasserstoffteilchen vollständig am Stickstoffteilchen zu sitzen kommt. Daher bilden sich jetzt vier Stickstoff-Wasserstoffbindungen aus. Die positive Ladung geht an den Stickstoffatom. Außerdem entsteht am Chloratom eine negative Ladung, es bildet sich Chlorid. Im Ergebnis entsteht ein Salz, Ammoniumchlorid. Eine weitere Anwendung. Nehmen wir an, wir haben das Ethanolmolekül. Das Ethanolmolekül verfügt über freie Elektronenpaare. Eines dieser Elektronenpaare habe ich in das blaue Kästchen eingezeichnet und mit den beiden Punkten dargestellt. Als Reaktionspartner hat es das Ethylion, das ist ein organisches Ion. Dieses ist eine Lewis-Säure, weil es an dem Kohlenstoffatom, das die positive Ladung trägt, kein Elektronenpaar hat, welches eine chemische Bindung eingehen kann. Die Lewis-Base gibt ihr Elektronenpaar an die Lewis-Säure ab und es entsteht eine chemische Bindung. Es ergibt sich ein Reaktionsprodukt, wie unten in der Mitte dargestellt. Man kann das Molekül auch wie rechts unten darstellen. Es ist ein Oxonium-Ion entstanden. Betrachten wir nun die Anwendungsbreite der drei Säure-Base-Theorien nach Arrhenius, Brønsted und Lewis: Nach Arrhenius, spielten das Wasserstoffion H+ und Hydroxidion OH- die entscheidende Rolle. Wenn eine H+ Abgabe möglich ist, ist es eine Säure. Bei einer OH- Abgabe eine Base. Brønsted betrachtete nur noch das Wasserstoffion H+. Wasserstoffionen-Abgabe: Säure. Wasserstoffionen-Aufnahme: Base. Lewis betrachtete schließlich nur noch Elektronenpaare. Elektronenpaar-Aufnahme: Säure. Elektronenpaar-Abgabe: Base. Das bedeutet in der Hierarchie, dass die Theorie Brønsteds die Theorie Arrhenius in sich einschließt. Und Lewis schließlich die Theorien von Arrhenius und Brønsted in sich vereinigt. Bringen wir nun das Gelernte auf eine Kurzformel: Basen sind Elektronendonatoren. Säuren sind Elektronenakzeptoren. Häufig schreibt man Basen einfach als B mit dem freien Elektronenpaar im Kästchen und den beiden Punkten und Säuren mit einem leeren Kästchen. Das deutet darauf hin, dass sie über kein freies Elektronenpaar verfügen. Basen und Säuren bilden ein gemeinsames Elektronenpaar, was von beiden im Reaktionsprodukt genutzt werden kann. Ich danke für die Aufmerksamkeit. Auf Wiedersehen.  

11 Kommentare

11 Kommentare
  1. Lieber Miroslav!

    Theorie nach Brönsted:

    Basen sind PROTONEN - Akzeptoren.
    Säuren sind PROTONEN - Donatoren.

    Theorie nach Lewis (hier im Video):

    Basen sind ELEKTRONENPAAR - Donatoren.
    Säuren sind ELEKTRONENPAAR - Akzeptoren.

    Alles Gute und viel Erfolg

    Von André Otto, vor mehr als 6 Jahren
  2. Hallo Herr Otto

    ich habe bis jetzt in der uni+ Schule gelernt das die Basen Akzeptoren sind und Säuren Donatoren. Aus disse Grund reagiert NaOH (Base)+ HCl (Säure) zu Salz + H2O. Warum ist hier genau umgekehrt. Oder liege ich komplett falsch.

    Mit freundlichen Grüßen
    Miroslav Petrov

    Von Petrovv92, vor mehr als 6 Jahren
  3. Beide Modelle haben ihre eigene Anwendungsbreite.
    Ich bitte darum, ALLE meine Filme zu diesen Themen anzuschauen.
    Verwirrend ist es nur, wenn man in der Chemie zu allumfassenden Antworten kommen möchte.
    Im Unterschied zur Mathematik wird hier nicht postuliert, definiert und dann ein Satz bewiesen.
    Es werden Erklärungen gesucht und Theorien formuliert, um experimentelle Befunde zu bestätigen.
    Die Probleme können nur dann verstanden werden, wenn man sich mit dem Tatsachenmaterial der Chemie gründlich vertraut macht.
    Alles Gute

    Von André Otto, vor mehr als 7 Jahren
  4. Das ist verwirrend ! Wer liegt denn jetzt richtig ,Brönsted oder Lewis ?

    Von Gerrit I., vor mehr als 7 Jahren
  5. Es geht hier um Basen nach Lewis, nicht nach Brönsted.
    Nach Lewis sind Basen Teilchen, die Donatoren von Elektronenpaaren sind.
    Alles Gute

    Von André Otto, vor fast 8 Jahren
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Lewis – Säuren und Basen Übung

Du möchtest dein gelerntes Wissen anwenden? Mit den Aufgaben zum Video Lewis – Säuren und Basen kannst du es wiederholen und üben.
  • Definiere die Begriffe Säure und Base nach Lewis.

    Tipps

    Lewis betrachtet nicht mehr die Wanderung von Protonen, sondern konzentriert sich auf ein anderes Elementarteilchen.

    Lösung

    Lewis erweiterte die Theorien von Arrhenius und Brönsted. Dabei betrachtete er die Elektronenkonfigurationen, die für Säure-Base-Reaktionen notwendig sind. Mit seiner Theorie lassen sich mehr Reaktionen erklären als mit den beiden anderen Theorien.

  • Gib an, ob es sich um einen Elektronenpaar-Akzeptor oder -Donator handelt.

    Tipps

    Negativ geladene Ionen besitzen mindestens ein freies Elektronenpaar.

    Wie sind Lewis-Säure und -Base definiert?

    Lösung

    Lewis-Säuren sind Elektronenpaar-Akzeptoren. Sie erfüllen die Oktettregel nicht und benötigen somit zusätzliche Elektronen, um eine stabile Verbindung zu bilden. Aus dem Video kennst du bereits $BF_3$ und $H^+$. Lewis-Basen sind Elektronenpaar-Donatoren. Sie besitzen freie Elektronenpaare, die sie zur Bindung bereitstellen können. Du hast hier zum Beispiel $F^-$ und $OH^-$ kennen gelernt.

  • Bestimme die Lewis-Säure und die Lewis-Base der Reaktionen.

    Tipps

    Welches Element bei den Ausgangsstoffen kann noch mehr Bindungen eingehen? Dieses hat dann in der neuen Verbindung mehr Elektronen zur Verfügung.

    Es ist also ein Elektronenpaar-Akzeptor.

    Lösung

    Die zweite Reaktion ist eine klassische Neutralisation. Es bilden sich Wasser und ein Salz. Der Sauerstoff der $OH$-Gruppe stellt hier ein Elektronenpaar zur Verfügung, um dem $H^+$ der Säure eine volle Außenschale zu ermöglichen. Im $H_2O$ hat Wasserstoff nun die Elektronenkonfiguration des Edelgases Neon. Wasser fungiert in der Reaktion mit Nichtmetalloxiden, wie $CO_2$ und $SO_3$, als Lewis-Base. Ein freies Elektronenpaar des Sauerstoffs verschafft dem Nichtmetall dann eine vollbesetzte Außenschale. Im Ammoniak besitzt der Stickstoff ein freies Elektronenpaar, da er 5 Außenelektronen besitzt. Somit kann Ammoniak als Lewis-Base wirksam werden.

  • Stelle die Säure-Base-Theorien von Arrhenius, Brönsted und Lewis einander gegenüber.

    Tipps

    Welche allgemeinen Aussagen machen die Theorien der Forscher?

    Lewis hat die Säure-Base-Theorien von Arrhenius und Brönsted erweitert, indem er Elektronenpaare in den Fokus stellte.

    Bei Brönsteds Theorie ist die Reaktion mit Wasser von entscheidender Bedeutung.

    Lösung

    Arrhenius ging davon aus, dass die saure oder basische Wirkung eines Stoffes zustande kommt, indem er zerfällt. Eine Säure zerfällt also in $H^+$-Ionen und Säurerest-Ionen. Brönsted griff dies auf und erweiterte die Theorie. Er fand heraus, dass die saure oder basische Wirkung eines Stoffes erst durch die Reaktion mit Wasser eintritt. So kann Arrhenius die basische Wirkung von Ammoniak ($NH_3$) nicht erklären. Erst bei der Reaktion mit Wasser entstehen die Hydroxid-Ionen ($OH^-$). Lewis fasste den Säure-Base-Begriff nun noch weiter und beschränkte sich nicht auf die Wanderung von Protonen, wie Brönsted, sondern betrachtete die freien Elektronenpaare, die an der Reaktion beteiligt sind. So konnte er auch Reaktionen erklären, die mit den anderen Theorien nicht nachvollziehbar waren.

  • Gib an, welche Aussagen richtig sind.

    Tipps

    Erinnere dich an Aufgabe 1: Wie sind die Lewis-Base und -Säure definiert?

    Wie viele Elektronen müssen sich in der Außenschale befinden, damit die Oktettregel erfüllt ist?

    Lösung

    Lewis definiert eine Säure als Elektronenpaar-Akzeptor und eine Base als Elektronenpaar-Donator. Die Oktettregel besagt, dass eine mit 8 Elektronen besetzte Außenschale einen stabilen Zustand darstellt. Das liegt daran, dass damit (meist) die Außenschale voll besetzt ist und ein energiearmer Zustand erreicht wurde. Fluor, Brom und Chlor stehen alle in der 7. Hauptgruppe des Periodensystems. Sie sind sogenannte Halogene. Um eine vollbesetzte Außenschale zu erhalten, bilden sie Ionen, indem sie ein Elektron aufnehmen. Halogenid-Ionen, wie Fluorid, Bromid und Chlorid, erfüllen also die Oktettregel. Sie besitzen damit nicht nur ein, sondern sogar 4 freie Elektronenpaare.

  • Erläutere mithilfe der Säure-Base-Theorie von Lewis, warum Bortribromid mit Bromid reagiert.

    Tipps

    Achte auf die Groß- und Kleinschreibung.

    Dem Periodensystem kannst du die Elementsymbole und Hauptgruppennummern entnehmen.

    Lösung

    Diese Reaktion ist analog zu einer Reaktion im Video. Es wird erklärt, wie $BF_3$ mit $F^-$ reagiert. $Br^-$ ist wie $F^-$ ein Halogenid-Ion und besitzt 8 Außenelektronen. Es hat somit sogar 4 freie Elektronenpaare und kann sehr gut als Elektronenpaar-Donator dienen. Bor ist mit jedem seiner drei Partner ($Br$) durch eine Elektronenpaarbindung verbunden. Diese beiden Elektronen werden nun von beiden benutzt, um eine stabile Elektronenkonfiguration zu erreichen. Mit drei Partnern hat das Bor allerdings nur 6 Elektronen insgesamt. Es braucht also noch 2 Elektronen zusätzlich, um die Oktettregel zu erfüllen. Dabei hilft ihm dann das Bromid-Ion in der Reaktion, indem es ein Elektronenpaar bereitstellt.

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