Lewis-Formeln und Formalladung: eine Methode, die du prüfen kannst

Valenzelektronen für Moleküle und mehratomige Ionen zählen

Jede Lewis-Formel beginnt mit einer Zahl: der Gesamtzahl der Valenzelektronen, die zu verteilen sind. Bei Hauptgruppenelementen entspricht die Zahl der Valenzelektronen der letzten Ziffer der Gruppennummer in der Zählung 1–18; Kohlenstoff steuert also 4 bei, Stickstoff 5, Sauerstoff 6 und jedes Halogen 7. Wasserstoff steuert 1 bei, und Helium mit 2 ist die einzige Ausnahme von der Gruppennummernregel.

Die Ladung eines Ions ändert die Summe. Eine negative Ladung bedeutet zusätzliche Elektronen, du addierst also ein Elektron je Einheit negativer Ladung. Eine positive Ladung bedeutet fehlende Elektronen, du subtrahierst also. Das Ammoniumion, NH₄⁺, hat 5 + 4(1) − 1 = 8 Valenzelektronen, das Carbonation, CO₃²⁻, dagegen 4 + 3(6) + 2 = 24.

Schreibe diese Summe auf, bevor du etwas zeichnest; an ihr prüfst du die fertige Formel.

Das Gerüst aufbauen und Elektronenpaare setzen

Das Gerüst ist das Muster, welches Atom mit welchem verbunden ist. Wasserstoff und Fluor bilden fast immer nur eine Bindung und sind daher endständige Atome. Das Zentralatom ist meist das am wenigsten elektronegative Atom außer Wasserstoff, oft das Atom, das in der Formel nur einmal vorkommt. In Sauerstoffsäuren sind Wasserstoffatome normalerweise an Sauerstoff gebunden, nicht an das Zentralatom.

Steht das Gerüst, verteilen die restlichen Schritte die Elektronen so, dass jedes Atom eine stabile Zahl erreicht. Atome der 2. Periode (C, N, O, F) können höchstens acht Elektronen um sich haben, weil sie nur vier Valenzorbitale besitzen, weshalb die Oktettregel für sie eine feste Grenze ist.

• Verbinde jedes endständige Atom mit dem Zentralatom durch eine Einfachbindung (je 2 Elektronen).
• Vervollständige die Oktette der endständigen Atome mit freien Elektronenpaaren (Wasserstoff braucht nur 2).
• Setze übrige Elektronen als freie Elektronenpaare auf das Zentralatom.
• Hat das Zentralatom noch weniger als 8 Elektronen, wandle ein freies Elektronenpaar eines Nachbaratoms in ein gemeinsames Paar um, sodass eine Doppel- oder Dreifachbindung entsteht.
• Kontrolle: Die gezeichneten Elektronen entsprechen der gezählten Summe, und kein Atom der 2. Periode hat mehr als 8.

Formalladung als Test zwischen möglichen Formeln

Die Formalladung fragt, wie viele Elektronen ein Atom in der Zeichnung besitzt, verglichen mit dem neutralen freien Atom, wenn jedes bindende Paar gleichmäßig geteilt würde. Die Formel lautet FC = V − N − B/2, wobei V die Zahl der Valenzelektronen des Atoms ist, N die Zahl der nichtbindenden Elektronen (freie Elektronenpaare) an ihm und B die Zahl der Elektronen in seinen Bindungen. Die Formalladungen in einer Formel ergeben immer die Gesamtladung der Spezies, was eine eingebaute rechnerische Kontrolle liefert.

Erfüllen mehrere Formeln die Elektronenzahl, bevorzuge diejenige, in der die Formalladungen so nahe bei null wie möglich liegen. Muss eine Formalladung bleiben, setzt die bessere Formel die negative Formalladung auf das elektronegativere Atom und vermeidet Ladungen gleichen Vorzeichens an gebundenen Nachbarn.

Die Formalladung ist Buchführung, keine gemessene Ladung. Weil sie die Elektronegativität ignoriert, kann ein Atom mit Formalladung null im realen Molekül dennoch eine erhebliche Teilladung tragen.

Rechenbeispiel: Phosgen und das Cyanation

Phosgen, COCl₂. Zählen: C steuert 4 bei, O steuert 6 bei und jedes Cl steuert 7 bei, die Summe ist also 4 + 6 + 2(7) = 24 Elektronen. Kohlenstoff ist das Zentralatom. Drei Einfachbindungen von C zu O und zu jedem Cl verbrauchen 6 Elektronen. Das Vervollständigen der Oktette von O und beiden Cl-Atomen verbraucht 3 × 6 = 18 weitere, zusammen 24, für Kohlenstoff bleiben also keine Elektronen übrig. Kohlenstoff hat nur 6 Elektronen um sich, wandle also ein freies Elektronenpaar in eine zweite Bindung um. Verschiebt man ein freies Paar von O, ergibt sich C=O; verschiebt man ein freies Paar von Cl, ergibt sich C=Cl.

Die Formalladung entscheidet zwischen beiden. Bei C=O hat Sauerstoff 4 nichtbindende und 4 bindende Elektronen: FC = 6 − 4 − 4/2 = 0. Jedes Cl hat 6 nichtbindende und 2 bindende Elektronen: FC = 7 − 6 − 1 = 0. Kohlenstoff hat 8 bindende Elektronen: FC = 4 − 0 − 4 = 0. Bei C=Cl dagegen wird dieses Cl zu 7 − 4 − 2 = +1 und das einfach gebundene O zu 6 − 6 − 1 = −1. Die Formel mit lauter Nullen und der C=O-Doppelbindung wird bevorzugt.

Cyanation, OCN⁻. Zählen: 6 + 4 + 5 + 1 = 16 Elektronen, mit Kohlenstoff in der Mitte. Drei Anordnungen geben Kohlenstoff ein Oktett: O=C=N, O≡C–N und O–C≡N, jeweils mit freien Elektronenpaaren, die die Oktette an O und N vervollständigen. Für O=C=N ist O = 6 − 4 − 2 = 0 und N = 5 − 4 − 2 = −1. Für O≡C–N ist O = 6 − 2 − 3 = +1 und N = 5 − 6 − 1 = −2. Für O–C≡N ist O = 6 − 6 − 1 = −1 und N = 5 − 2 − 3 = 0. Kohlenstoff ist in allen dreien 0, und jeder Satz ergibt −1, wie es sein muss.

Die Form O≡C–N hat die größten Ladungen und setzt positive Ladung auf Sauerstoff, das elektronegativste Atom, und trägt daher am wenigsten bei. Die Form O–C≡N setzt die negative Ladung auf Sauerstoff und ist der wichtigste Beitrag, dicht gefolgt von O=C=N. Das reale Ion ist eine Mischung dieser Formeln, wie der nächste Abschnitt erklärt.

Mesomerie, wenn eine Zeichnung die Bindungen nicht beschreiben kann

Manche Spezies haben zwei oder mehr gültige Lewis-Formeln, die sich nur darin unterscheiden, wo die Elektronen stehen, während jedes Atom an derselben Stelle bleibt. Das sind mesomere Grenzformeln, zwischen die ein Doppelpfeil (↔) geschrieben wird. Das reale Molekül ist eine einzige Struktur, das Resonanzhybrid, dessen Bindungen ein Mittel der Grenzformeln sind. Es wechselt nicht zwischen ihnen hin und her.

Das Formiation, HCOO⁻, ist ein klares Beispiel. Zählen: 1 + 4 + 2(6) + 1 = 18 Elektronen. Sind H und beide O-Atome an C gebunden und die Sauerstoffoktette vervollständigt, sind 18 Elektronen verbraucht und Kohlenstoff hat nur 6, also wird ein freies Elektronenpaar von Sauerstoff zu einer C=O-Bindung. Das doppelt gebundene O hat FC = 6 − 4 − 2 = 0 und das einfach gebundene O hat FC = 6 − 6 − 1 = −1. Jeder der beiden Sauerstoffe könnte die Doppelbindung tragen, es gibt also zwei gleichwertige Formeln.

Weil die beiden Grenzformeln gleichwertig sind, hat das Hybrid zwei identische Kohlenstoff-Sauerstoff-Bindungen, jede zwischen einer Einfach- und einer Doppelbindung, und jeder Sauerstoff trägt im Mittel die Hälfte der negativen Ladung. Gemessene Bindungslängen in Carboxylationen stimmen mit diesem Bild überein. Sind die Grenzformeln nicht gleichwertig, wie beim Cyanat, ähnelt das Hybrid am meisten den Formeln mit der geringeren Formalladung.

Wenn sich die Oktettregel biegt: ungerade, unvollständige und erweiterte Zählungen

Drei Arten von Spezies passen nicht in das Oktettmuster. Moleküle mit ungerader Elektronenzahl, etwa Stickstoffmonooxid, NO, mit 5 + 6 = 11 Valenzelektronen, können nicht jedem Atom ein Oktett geben; ein Atom muss ein ungepaartes Elektron tragen. Spezies dieser Art heißen Radikale und sind typischerweise reaktiv.

Manche Moleküle haben am Zentralatom ein unvollständiges Oktett. Bei Bortrifluorid, BF₃ (24 Elektronen), lässt die Formel mit drei B–F-Einfachbindungen Bor mit 6 Elektronen zurück, gibt aber jedem Atom die Formalladung null. Das Bilden einer B=F-Doppelbindung würde das Oktett von Bor nur vervollständigen, indem Fluor die Formalladung +1 und Bor −1 erhielte; die Formel mit Einfachbindungen ist daher die übliche Beschreibung.

Atome ab der 3. Periode können mit mehr als acht Elektronen um sich gezeichnet werden. In PCl₅ (40 Elektronen) geben fünf Bindungen Phosphor 10 Elektronen. Im Triiodidion, I₃⁻ (3 × 7 + 1 = 22 Elektronen), hält das zentrale Iod zwei Bindungen und drei freie Elektronenpaare, und seine Formalladung ist 7 − 6 − 2 = −1. Setze übrige Elektronen erst dann auf das Zentralatom, wenn jedes endständige Atom sein Oktett hat.

Häufige Fehler bei Lewis-Formeln und wie man sie findet

Die meisten Fehler sind Zählfehler, die verlässlichste Gewohnheit ist es also, jede Formel mit zwei Kontrollen abzuschließen: Zähle jedes Elektron in der Zeichnung (2 je Bindung, 2 je freiem Paar) gegen deine aufgeschriebene Summe und addiere die Formalladungen, um zu bestätigen, dass sie der Gesamtladung entsprechen.

Weicht deine Summe von der eines Mitlernenden oder der Lösung um das Doppelte der Ionenladung ab, wurde die Ladung wahrscheinlich mit dem falschen Vorzeichen angewandt. Enthält die Zeichnung eine andere Elektronenzahl als deine Summe, suche nach Bindungen, die als ein Elektron statt als zwei gezählt wurden, oder nach übrigen Elektronen, die nie gesetzt wurden. Die folgenden konkreten Fehler erklären die meisten falschen Formeln.

• Elektronen für ein Kation addieren oder für ein Anion subtrahieren. Negative Ladung bedeutet mehr Elektronen.
• Eine Bindung als ein Elektron zählen. Jeder Strich steht für ein gemeinsames Paar, also für 2 Elektronen.
• Wasserstoff zwei Bindungen geben oder ihn zum Zentralatom machen. Wasserstoff hält nur 2 Elektronen.
• Mehr als 8 Elektronen auf C, N, O oder F setzen. Erweiterte Zählungen sind nur ab der 3. Periode möglich.
• Die Formalladung als echte Ladung eines Atoms behandeln oder sie mit der Oxidationszahl verwechseln, die alle bindenden Elektronen dem elektronegativeren Atom zuordnet.
• Mesomere Grenzformeln durch Verschieben von Atomen zeichnen. Das Verschieben eines Atoms erzeugt eine andere Verbindung, keine Grenzformel.