Schwefelsäure und Schwefelhexafluorid – Lewis-Formel

Hallo liebe Chemieinteressierte!

Herzlich willkommen zum Video "Lewis Formeln Teil 7". In diesem Video werden wir uns mit Problemfällen befassen, mit bestimmten Molekülen, die etwas aus der Reihe tanzen. Bisher haben wir normale Teilchen betrachtet, die unseren Strukturvorstellungen entsprachen, wie das Chlormolekül mit schönen, gepaarten Elektronen. In der Mitte, durch den grünen Pfeil dargestellt, haben wir ein Bindungselektronenpaar und an der Seite rechts, durch den roten Pfeil dargestellt, ein einsames oder auch nicht bindendes Elektronenpaar. Also entsprach dieses Teilchen voll und ganz der Zweielektronenregel. Jedes der Chloratome besitzt 4 Elektronenpaare, durch Bindungsstriche dargestellt. Demzufolge entspricht das Chlormolekül auch voll und ganz der Oktettregel. Jedes der beteiligten Chlorteilchen hat jetzt eine Edelgaskonfiguration erreicht, es hat den gleichen elektronischen Aufbau wie das Argonatom.

So weit, so gut. Aber jetzt kommt es. Wir werden nun einige böse Buben betrachten, die sich mit unseren bisherigen elektronischen Vorstellungen nicht mehr ohne Weiteres beschreiben lassen. Nehmen wir zum Beispiel das Molekül mit der Summenformel H2SO4. Ihr habt es sicher erkannt, es handelt sich um das Schwefelsäuremolekül. Um das Problem zu verstehen, müssen wir nun die Strukturformel des Moleküls zeichnen. Ich ordne zunächst das Schwefelatom in der Mitte an, es wird umgeben von 4 Sauerstoffatomen. Warum ich das so tue, möchte ich nun erklären. Ihr benutzt dabei für die Erklärung am besten euer Periodensystem aus der Formelsammlung. Ihr findet dort in der 6. Hauptgruppe 2 Eintragungen für O und S, das heißt, für das Sauerstoffatom und das Schwefelatom. Das bedeutet, dass jedes der beiden Atome über 6 Außenelektronen verfügt.

Warum steht nun das Schwefelatom in meiner Anordnung in der Mitte? Nun, die Antwort ist folgende: Obwohl das Schwefelatom, wie das Sauerstoffatom, beide in der 6. Hauptgruppe stehen, so ist das Sauerstoffatom von seiner Größe doch erheblich kleiner, hier rot dargestellt, als das Schwefelatom. Daher geht es auch nur gewöhnlich 2 Bindungen ein, hier dargestellt durch die Pünktchen, die Elektronen, die die Bindung eingehen. Das größere Schwefelatom jedoch ist in der Lage, bis zu 6 Bindungen einzugehen. Nun muss ich mich daran machen, einmal die Bindungen und die einsamen Elektronenpaare einzuzeichnen. Ich beginne einmal mit den einsamen Elektronenpaaren, auch nicht bindende Elektronenpaare genannt. Davon hat jedes der Sauerstoffatome 2. Jedes der Sauerstoffatome hat nun mindestens eine chemische Bindung, also 1 Elektronenpaar, dargestellt durch einen Valenzstrich, mit dem Schwefelatom. Die Sauerstoffatome oben und unten haben sogar jeweils 2 Bindungen mit dem Schwefelatom, also 2 Valenzstriche. Bei den Sauerstoffatomen links und rechts ist das nicht möglich, weil eines der Elektronen, was ihnen noch zur Verfügung steht, einen Anteil hat an einer Bindung mit jeweils 1 Wasserstoffatom, das seinerseits auch wieder jeweils 1 Elektron in die Bindung einbringt. Man sieht sofort, dass die Zweielektronenregel für das gesamte Molekül durchgehend erfüllt ist. Denn es sind jeweils 2 Elektronen in den chemischen Verbindungen vorhanden, wie zwischen dem Wasserstoffatom und dem Sauerstoffatom oder dem Sauerstoffatom und dem Schwefelatom. Genauso sind die Elektronen gepaart in der Doppelbindung zwischen dem Schwefelatom und dem Sauerstoffatom. Und selbstverständlich sind alle Elektronen gepaart in den nicht bindenden Elektronenpaaren an allen Sauerstoffatomen.

Untersuchen wir nun, ob die beteiligten Atome Edelgaskonfiguration besitzen. Die chemische Bindung, ganz links, wird von dem Wasserstoffatom, links daneben, benutzt, damit dieses die Konfiguration des Edelgasatomes Helium erhält. Das Sauerstoffatom O, daneben, verfügt im Ganzen über 8 Außenelektronen. Diese ergeben sich aus 2 nicht bindenden Elektronenpaaren, zuerst dargestellt, und durch die beiden Elektronenpaare, die aus den chemischen Bindungen mit den Nachbaratomen entstehen. Daher hat auch S Edelgaskonfiguration. Es besitzt die elektronische Struktur des Edelgasatoms Neon. Das Sauerstoffatom, unten, besitzt ebenfalls 8 Außenelektronen. Es hat 2 nicht bindende Elektronenpaare und 2 Elektronenpaare, die aus der Doppelbindung mit dem Schwefelatom darüber entstehen. Auch dieses Sauerstoffatom besitzt Edelgaskonfiguration, nämlich die elektronische Struktur des Edelgasatoms Neon.

Lang, lang war sie, die Vorrede, denn bis jetzt war alles in Ordnung. Aber nun kommen wir zum Schwefelatom. Das Schwefelatom verfügt über 2 Elektronenpaare mit dem Sauerstoffatom oben. Es verfügt weiterhin über 1 Elektronenpaar gemeinsam mit dem Sauerstoffatom links. Genauso besitzt es 1 gemeinsames Elektronenpaar mit dem Sauerstoffatom rechts. Und schließlich besitzt es weitere 2 Elektronenpaare mit dem Sauerstoffatom darunter. Habt ihr mitgezählt, über wie viel Elektronenpaare das Schwefelatom verfügt? Richtig, es sind 6 Elektronenpaare. Daher besitzt das Schwefelatom in der chemischen Verbindung 12 Außenelektronen. Das ist zu viel. Daher kann hier von einer Edelgaskonfiguration nicht die Rede sein. Trotzdem gibt es einen Ausweg. Jeweils eines der beiden Bindungselektronenpaare zwischen dem Schwefel und den Sauerstoffatomen kann umklappen und dem entsprechenden Sauerstoffatom nun vollständig alleine gehören. Was ergibt sich nun? Nun, es ergibt sich Folgendes. Die beiden Sauerstoffatome besitzen nun statt 2er 3 nicht bindende Elektronenpaare. Das zusätzlich hinzugekommene Elektronenpaar kennzeichne ich rot. Und stattdessen wird aus der Doppelbindung zwischen dem Sauerstoffatom und dem Schwefelatom in beiden Fällen eine Einfachbindung. Für die beiden Sauerstoffatome ändert sich dadurch eigentlich nicht viel. Sie haben nach wie vor 4 Elektronenpaare und besitzen daher Edelgaskonfiguration, nämlich die Konfiguration des Edelgasatoms Neon. Das Schwefelatom hingegen verliert überschüssige, im Sinne der Oktettregel und Edelgaskonfiguration, Elektronen. Es hat jetzt 4 Elektronenpaare, also 8 Außenelektronen und es besitzt nun die Konfiguration des Edelgasatoms Argon. Das Ziel wurde erreicht, die Oktettregel erfüllt, denn das Schwefelatom verfügt über 8 Außenelektronen.

Die Freude ist jedoch nicht ganz ungetrübt, denn ihr könnt leicht nachrechnen, dass beide Sauerstoffatome, oben und unten, nun jeweils 1 Ladung von Minus tragen. Denn sie besitzen nun bei der Ladungszählung 7 Elektronen. Die gemeinsamen Elektronenpaare zählen jeweils nur einfach. Das Schwefelatom hingegen besitzt eine Ladung von 2+, denn die Bindungselektronenpaare zählen bei der Ladungszählung nur einfach. Also lacht unser Smiley und vergisst einige Tränen. Denn Ladungstrennung bedeutet, die Ladungen wollen sich anziehen und das führt bei unserem Molekül zu einer gewissen Destabilisierung. Und die wollten wir ja letztendlich nicht beschreiben.

Nach dem Schwefelsäuremolekül nun ein etwas eingängigeres Beispiel: SF6. Kennt ihr diese chemische Verbindung? Es ist Schwefelhexaflorid. Vielleicht habt ihr es einmal gesehen, es ist farblos, in Flaschen, ungefährlich, und wenn man es einatmet, wird die Stimme ganz tief. Was können wir aus dem Periodensystem der Elemente PSE entnehmen? Wir finden in der 7. Hauptgruppe das Symbol F für Fluor. Fluor verfügt über 7 Außenelektronen. In der 6. Hauptgruppe, das wissen wir bereits, finden wir das Symbol S. Schwefel verfügt über 6 Außenelektronen. Das Fluoratom ist relativ klein und geht deswegen nur eine chemische Bindung ein. Dargestellt durch den schwarzen Punkt, das einzelne Elektron am roten Teilchen. Beim Schwefelatom ist es so, dass es relativ groß ist. Es kann bis zu 6 Bindungen eingehen, dargestellt durch die 6 Pünktchen am gelben Schwefelteilchen. Die Fluoratome sind regelmäßig um das Schwefelatom angeordnet. Sie bilden die Eckpunkte eines Oktaeders, in dessen Zentrum das Schwefelatom sitzt. Das Schwefelatom bildet durch seine 6 Außenelektronen 6 chemische Bindungen zu den 6 Fluoratomen aus. Betrachten wir nun das Fluoratom ganz links hinsichtlich seiner Struktur der Außenelektronen. Es verfügt über 3 nicht bindende Elektronenpaare und hat zusätzlich noch 1 Elektronenpaar, das aus der chemischen Bindung mit dem Schwefelatom entsteht. Demzufolge hat das Fluoratom im Ganzen 4 Elektronenpaare, also 8 Außenelektronen.

Wie sieht es mit dem Schwefelatom aus? Das Schwefelatom geht 6 Bindungen zu den 6 Fluoratomen ein und verfügt jeweils über jedes dieser Bindungspaare, und 6×2=12. Das Schwefelatom besitzt also 12 Außenelektronen. Die Oktettregel wird somit verletzt. Um zu zeigen, wie sich das Schwefelatom aus diesem Dilemma befreien könnte, zeichne ich nun sämtliche Außenelektronen an den Fluoratomen ein. Für die Argumentation wähle ich nun die Fluoratome ganz links und ganz rechts aus der Darstellung. Es ist nun denkbar, dass das gemeinsame Elektronenpaar aus der Bindung des Fluoratoms links mit dem Schwefelatom komplett zum Fluoratom übergeht. Im Ergebnis verfügt nun das Fluoratom ganz links allein über 4 nicht bindende Elektronenpaare. Es hat nach wie vor ein Elektronenoktett. Das Gleiche geschieht mit dem Fluoratom ganz rechts.

Schauen wir uns nun das Schwefelatom an. Es besitzt nun im Ganzen 4 Bindungselektronenpaare zu den verbleibenden 4 Fluoratomen. Demzufolge verfügt es nun über 8 Außenelektronen. Daher wird nun die Oktettregel für das Schwefelatom erfüllt. Allerdings tragen nun die Fluorteilchen ganz links und ganz rechts jeweils eine negative Ladung, denn sie besitzen 8 Außenelektronen gegenüber den 7 Außenelektronen, die ein Fluoratom besitzt. Es sind Ionen geworden. Genauso verhält es sich mit dem Schwefelatom in der Mitte. Entsprechend besitzt es 2 positive Ladungen. Und das ist für das System ungünstig. Denn die Ladungstrennung führt dazu, dass die Ladungen sich anziehen wollen. Und das führt zur Destabilisierung.

Betrachten wir wieder die fast leere Schreibplatte und versuchen eine wichtige Schlussfolgerung aus unseren Betrachtungen zu ziehen: Die Oktettregel ist ein Hilfsmittel, kein Dogma.

Zum Abschluss 2 Bemerkungen. Die erste Bemerkung: Wem dieses Video zu schwer war, den bitte ich die ersten Teile der Videos anzuschauen. Und Bemerkung 2: Dieses Video ist eigentlich erst vorgesehen für Schüler ab Klasse 11.

Ich wünsche euch alles Gute und viel Erfolg. Tschüss!