Elektronenstruktur des Sauerstoffs – Lewis-Formel

Hallo liebe Chemieinteressierte! Herzlich willkommen zum Video "Lewis-Formeln Teil 6".

In diesem Video werden wir uns mit den Grenzen der Lewis-Formeln am Beispiel des Sauerstoffmoleküls befassen. Ihr solltet, um dieses Video gut zu verstehen, die Videos Teil 1 bis 5 gesehen haben.

Die typische Lewis-Schreibweise, Valenzstrichschreibweise, geht zurück auf Gilbert Newton Lewis. Man verwendet, um elektronische Strukturen zu formulieren, als Erstes die sogenannte Zweielektronenregel. Eine weitere wichtige Regel ist, dass bestimmte Teilchen, die größer als Wasserstoff oder Helium sind, die Oktettregel erfüllen sollen. Und letztlich streben alle beteiligten Atome eine Edelgaskonfiguration an. Wichtiges Arbeitsinstrument ist das Periodensystem der Elemente PSE. Wir schauen dort bei den Hauptgruppenelementen in den Hauptgruppen HG nach und können somit erfahren, über wie viel Außenelektronen AE ein Atom eines bestimmten Elementes verfügt.

Nehmen wir als Beispiel das Methanmolekül. Im Zentrum befindet sich das Kohlenstoffatom C. Es ist umgeben von 4 Wasserstoffatomen H. Zwischen den einzelnen Wasserstoffatomen und den Sauerstoffatomen haben sich Elektronenpaare herausgebildet. Die Zweielektronenregel wird durchgängig erfüllt. Es ist auch so, dass die Oktettregel für das Kohlenstoffatom erfüllt ist, denn es verfügt über 8 Außenelektronen. Die gemeinsamen Elektronenpaare können von beiden Bindungspartnern gleichzeitig genutzt werden. Und selbstverständlich erzielen alle beteiligten Atome eine Edelgaskonfiguration. Die Wasserstoffatome besitzen die Konfiguration des Edelgasatoms Helium, während das Kohlenstoffatom die Konfiguration des Edelgasatoms Neon besitzt.

Ein zweites Beispiel: Das Chlormolekül, bestehend aus 2 Chloratomen. Ich habe die elektronische Schreibweise hier gleich unter Benutzung der Valenzstrichschreibweise vorgegeben. Es ist offensichtlich, dass die Zweielektronenregel erfüllt wird, denn es gibt nur Elektronenpaare, symbolisiert durch die Valenzstriche. Die Oktettregel wird ebenfalls erfüllt, denn jedes Chloratom verfügt über 8 Außenelektronen. Die gemeinsamen Elektronenpaare in der Mitte gehören zu beiden Chloratomen. Und selbstverständlich erzielen beide Chloratome eine Edelgaskonfiguration, denn sie besitzen die gleiche elektronische Struktur wie das Atom des chemischen Elementes Argon.

Kommen wir zu unserem heutigen Problemfall. Der Problemfall kommt in Gestalt von 2 Sauerstoffatomen daher. Das hatten wir doch schon, werdet Ihr sagen. Doch wartet es einmal ab, denn uns alle erwartet eine Überraschung. Schauen wir nun im Periodensystem der Elemente unter dem Symbol O nach. Wir finden O in der 6. Hauptgruppe. Demzufolge hat das Sauerstoffatom O 6 Außenelektronen. Die jeweils 6 Außenelektronen möchte ich nun an den beiden Sauerstoffatomen anordnen. Klar, dass die Oktettregel für keines der beiden Sauerstoffatome erfüllt wird. Denn 1 Sauerstoffatom hat nun einmal nur 6 Außenelektronen. Daher kann auch die Edelgaskonfiguration nicht erfüllt werden. Denn dafür müssten ja 8 Außenelektronen auf der äußeren Schale vorhanden sein.

Elektronenpaarung, mit dem Ziel der chemischen Bindung zwischen den beiden Sauerstoffatomen, liefert eine Lösung dieses Problems. Denn jetzt verfügt beides der Sauerstoffatome über 8 Außenelektronen. Die gemeinsamen Elektronen zählen für beide Sauerstoffatome. Daraus ergibt sich aber, dass beide Sauerstoffatome eine Edelgaskonfiguration erreichen. Jedes der beiden Sauerstoffatome besitzt nun die elektronische Struktur des Edelgasatoms Neon.

Das haben wir bereits gesehen, werdet Ihr sagen, und zwar im Video Lewis-Formeln Teil 1. Das stimmt. Das Experiment aber zeigt, dass ein Sauerstoffmolekül mit einer derartigen elektronischen Struktur nicht stabil ist. Trotzdem gibt es auf unserer Erde Unmengen von Sauerstoffmolekülen in der Erdatmosphäre. Welche elektronische Struktur haben diese?

Wir nehmen unsere elektronische Struktur und belassen eines der beiden Elektronenpaare zwischen den beiden Sauerstoffatomen. Das andere Elektronenpaar nehmen wir und spalten es in beide einzelnen Elektronen auf, wobei jeweils 1 Elektron zu einem der Sauerstoffatome geht. Und das ist eine echte Überraschung, denn die Zweielektronenregel wird verletzt. Wir haben 2 einzelne Elektronen an jedem Sauerstoffatom eins. Auch verfügt keines der beiden Sauerstoffatome mehr über 8 Außenelektronen. Die Oktettregel wird verletzt. Jedes besitzt nur noch 7 Außenelektronen. Und damit kann auch eine Edelgaskonfiguration für keines der beiden Sauerstoffatome mehr erreicht werden.

Alle unsere schönen Regeln wurden verletzt. Während wir uns von diesem Schock erholen, möchte ich das entstandene Sauerstoffmolekül in Valenzstrichschreibweise darstellen. Jeweils 1 Elektronenpaar wird durch 1 Valenzstrich ersetzt. Diese Struktur haben die Moleküle, die unser Sauerstoff bildet. Um noch zusätzlich Salz in die Wunde zu streuen, möchte ich die beiden einzelnen Elektronen rot kennzeichnen. Ein chemisches Teilchen, das ungepaarte Elektronen besitzt, bezeichnet man als radikal. Da es sich hier um 2 Elektronen handelt, spricht man von einem Biradikal. Ein Sauerstoffmolekül, das ein Biradikal ist, wird auch als Triplett-Sauerstoff bezeichnet.

Wollen wir uns die energetischen Verhältnisse im Sauerstoffmolekül einmal anschauen. Ich zeichne zunächst eine Energieachse und trage daneben 2 unterschiedliche Energieniveaus ein. Das höhere Energieniveau entspricht dem elektronischen Zustand im Sauerstoffmolekül, in dem alle Elektronen als Paare vorliegen. Das günstigere, niedrigere Energieniveau entspricht dem elektronischen Zustand im Sauerstoffmolekül, in dem 2 Elektronen ungepaart vorliegen. Man sagt auch, dass bei dem höheren Energieniveau ein Singulett vorliegt, während das günstigere Energieniveau dem Triplett entspricht.

Nach so viel Enttäuschung können wir resümieren: Aus einem Experiment lassen sich Lewis-Formeln für eine Erklärung gut entwickeln. Umgekehrt ist es problematisch, aus Lewis-Formeln bestimmte experimentelle Aussagen vorauszusagen. Obwohl selbst Bestandteil der Theorie, bedarf es zur Begründung von Lewis-Formeln einer massiven theoretischen Grundlage. In unserem Fall wären das gute quantenchemische Rechnungen.

Fassen wir zusammen: Lewis-Formeln sind gut geeignet, chemische Bindungsverhältnisse zu beschreiben. Lewis-Formeln sind mitunter ungeeignet, chemische Bindungsverhältnisse vorauszusagen. Trotz dieser kleinen Einschränkung möchte ich Euch nicht entmutigen, Lewis-Formeln ständig in der chemischen Zeichensprache anzuwenden.

So weit für heute. Ich wünsche Euch alles Gute und viel Erfolg. Tschüss!