Formalladungen in Lewis-Formeln
Entdecke die Welt der Formalladungen in der Chemie! Die Formalladung zeigt dir, wie viele Elektronen ein Atom in einem Molekül zu viel oder zu wenig hat. Dieser Text erklärt dir, wie du sie ermitteln kannst und inwiefern sie sich von Partialladungen, Oxidationszahlen und Ionenladungen unterscheidet. Neugierig geworden? Tauche tiefer in dieses Thema ein und erfahre mehr in diesem spannenden Text.
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Grundlagen zum Thema Formalladungen in Lewis-Formeln
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 befindet sich in der sechsten Hauptgruppe und hat somit sechs Valenzelektronen. Wir können also Folgendes festhalten: Die Anzahl der Valenzelektronen entspricht der Hauptgruppennummer .
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 entspricht der Summe der Bindungselektronen und der freien Elektronen . 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:
Um nun die Formalladung in einem Molekül zu ermitteln, subtrahiert man die Anzahl der Valenzelektronen von der Anzahl der Valenzelektronen im Molekül . Die Formalladung wird durch einen Kreis () über dem Element dargestellt.
Die Anzahl der Ladung wird entsprechend vor das Symbol geschrieben. Zum Beispiel hier beim Molekül Ozon:
Die Ladung eines Moleküls entspricht der Summe alle Formalladungen :
Wie man die Formalladung bestimmt, wird nun an verschiedenen Beispielen verdeutlicht.
Weitere Anwendungsbeispiele zur Ermittlung der Formalladung
Bestimmung der Formalladung von am Kohlenstoffdioxidmolekül
Atom | |||
---|---|---|---|
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 am Salpetersäuremolekül
Atom | |||
---|---|---|---|
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 .
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.
Bestimmung der Formalladung von am Kohlenstoffmonoxidmolekül
Atom | |||
---|---|---|---|
Das Kohlenstoffmonoxidmolekül hat also folgende Formalladungen:
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.
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
Formalladungen in Lewis-Formeln Übung
-
Nenne die theoretischen Voraussetzungen für die Bestimmung von Formalladungen.
-
Begründe die Formalladungen im Kohlenstoffmonoxid-Molekül.
-
Bestimme die höchsten möglichen Formalladungen einiger Atome.
-
Erkläre die Formalladungen im Salpetersäure-Molekül.
-
Bestimme die Formalladungen für die Atome in folgenden Verbindungen.
-
Untersuche die Valenzschreibweise für das Sulfat-Ion kritisch.
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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.
Was ist jetzt genau der Unterschied zwischen einer Partialladung und einer Formalladung?