1.6 : Lewis-Strukturen und Formalladungen

Lewis-Symbole können verwendet werden, um die Bildung kovalenter Bindungen anzuzeigen, die in Lewis-Strukturen dargestellt werden – Zeichnungen, die die Bindung in Molekülen und mehratomigen Ionen beschreiben. Das Periodensystem kann verwendet werden, um die Anzahl der Valenzelektronen in einem Atom und die Anzahl der Bindungen vorherzusagen, die gebildet werden, um ein Oktett zu erreichen. Elemente der Gruppe 18 wie Argon und Helium haben gefüllte Elektronenkonfigurationen und sind daher selten an chemischen Bindungen beteiligt. Atome der Gruppe 17 wie Brom oder Jod benötigen jedoch nur ein Elektron, um das Oktett zu erreichen. Daher können Atome der Gruppe 17 eine einzelne kovalente Bindung eingehen. Die Atome der Gruppe 16 benötigen zwei Elektronen, um ein Oktett zu erreichen; Daher können sie zwei kovalente Bindungen bilden. Ebenso benötigt Kohlenstoff, der zur Gruppe 14 gehört, vier weitere Elektronen, um ein Oktett zu erreichen; Somit kann Kohlenstoff vier kovalente Bindungen eingehen.

Betrachten Sie die Lewis-Struktur des Chlormoleküls:

Die Lewis-Struktur weist darauf hin, dass jedes Cl-Atom drei Elektronenpaare hat, die nicht für die Bindung verwendet werden (die sogenannten freien Elektronenpaare) und ein gemeinsames Elektronenpaar (zwischen den Atomen dargestellt). Manchmal wird ein Strich (oder eine Linie) verwendet, um ein gemeinsames Elektronenpaar anzuzeigen: Cl–Cl

Ein einzelnes gemeinsames Elektronenpaar wird als Einfachbindung bezeichnet. Jedes Cl-Atom interagiert mit acht Valenzelektronen: den sechs in den freien Elektronenpaaren und den zwei in der Einfachbindung. Allerdings muss ein Atompaar möglicherweise mehr als ein Elektronenpaar teilen, um das erforderliche Oktett zu erreichen.

Eine Doppelbindung entsteht, wenn zwei Elektronenpaare zwischen einem Atompaar geteilt werden, wie z. B. zwischen den Kohlenstoff- und Sauerstoffatomen in CH₂O (Formaldehyd).

Eine Dreifachbindung entsteht, wenn drei Elektronenpaare von einem Atompaar gemeinsam genutzt werden, wie beispielsweise bei Kohlenmonoxid (CO).

Die formale Ladung eines Atoms in einem Molekül ist die hypothetische Ladung, die das Atom hätte, wenn die Elektronen in den Bindungen gleichmäßig zwischen den Atomen verteilt wären. Die Formalladung kann berechnet werden, indem man die Summe der Anzahl der nichtbindenden Elektronen und der Anzahl der Bindungen an einem Atom (oder die Hälfte der Anzahl der Bindungselektronen) von der Anzahl der Valenzelektronen des neutralen Atoms abzieht:

Formale Ladung = # Valenzschalenelektronen (freies Atom) − # freie Elektronenpaare − # Bindungen

Die formellen Ladungsberechnungen können noch einmal überprüft werden, indem die Summe der formalen Ladungen für die gesamte Struktur ermittelt wird. Die Summe der formalen Ladungen aller Atome in einem neutralen Molekül muss Null sein; Die Summe der formalen Ladungen in einem Ion sollte der Ladung des Ions entsprechen. Bedenken Sie, dass die für ein Atom berechnete formale Ladung nicht die tatsächliche Ladung des Atoms im Molekül ist. Die Formalladung ist nur ein nützliches Buchhaltungsverfahren; es weist nicht auf das Vorhandensein tatsächlicher Ladungen hin.