Hallo,
ich hätte eine Frage zur chemischen Verbindung NO3- .
Ich weis das es sich um eine Ionenbindung handelt aber ich
verstehe die Art der Bindung trotzdem nicht da für das dritte Stauerstoffatom
nicht die Oktettregel erfüllt ist.
N besitzt nur 5 Valenzelektronen und jedes O benötigt 2 um den Edelgaszustand zu erreichen.
Somit müsste nach der Bindung mit zwei O ein Valenzelektron bei N verbleiben.
Meine Frage: Warum und wie wird trotzdem das dritte O gebunden ?
Grüße
JoJo
Ich weis das es sich um eine Ionenbindung handelt
Sieh’ Dir mal die Elektronegativitätswerte an. Die Differenz reicht nicht für eine Ionenbindung, sondern nur für eine polare Atombindung. Konkret gibt es hier jeweils eine σ-Bindung zwischen dem Stickstoff und den Sauerstoffatomen und zwei delokalisierte π-Bindungen.
Meine Frage: Warum und wie wird trotzdem das dritte O gebunden
?
Zusammen mit den jeweiligen σ- und π-Elektronen fehlt jedem Sauerstoff-Atom nur noch 1/3 Elektron bis zur Edelgaskonfiguration. Das ist schon mal deutlich besser als 7 Elektronen. Dazu kommt noch, dass die Sauerstoffatome mit ihrer höheren Elektronegativität die Elektronen stärker auf ihre Seite ziehen.
Ok ich fasse es mal zusammen um zu schauen ob ich es verstanden habe.
No3- ist eine Kovalente-Bindung (Atom-Bindung) bei der das Oktett von 8 Außenelektronen nur fast erreicht wird. Die Doppelbindung wechselt ständig zwischen den 3 O und dem N. So kommt es zur Bindung. Besonders stabil hört sich das aber nicht an. Viel mehr nach einer „Notlösung“. Warum nennt man das ganze den nun ein Ion wenn es sich doch eigentlich um eine kovalente Bindung handelt ? Nur weil es geladen ist ? Ich dachte bei einem Ion müssen Elektronen vollständig abgegeben bzw aufgenommen werden ?
Grüße
JoJo
Warum nennt man
das ganze den nun ein Ion wenn es sich doch eigentlich um eine
kovalente Bindung handelt ? Nur weil es geladen ist ?
So ist es und diese Ladung habe ich oben glatt vergessen. Mit dem zusätzlichen Elektron kommen alle Sauerstoffatome zur Edelgaskonfiguration. Dafür gibt es nur eine delokalisierte π-Bindung. Also nochmal im Detail:
Drei sp²-Hybridorbitale des Stickstoffatoms und drei s-Orbitale der Sauerstoffatome bilden zusammen drei bindende und drei antibindende Molekülorbitale, wobei die drei bindenden komplett besetzt und die antibindenden unbesetzt sind. Das ergibt drei σ-Bindungen.
Außerdem bildet das pz-Orbital des Stickstoffs und die drei pz-Orbitale der Sauerstoffatome zwei bindende und zwei antibindende Molekülorbitale, wobei die bindenden voll besetzt und die antibindenden halb besetzt sind. Das ergibt eine π-Bindung.
Die restlichen 12 Elektronen sitzen in den px- und py-Orbitalen der Sauerstoffatome und sind an keinen Bindungen beteiligt.
Ich hoffe jetzt stimmt es.
Ich denke nicht, dass man „sp2- Hybridisierung“ und MO- Theorie so einfach mischen kann. Außerdem müsste ein Stickstoffelektron in den energetisch höheren pz- Zustand angeregt werden.
Eine MO- Darstellung des Nitrit- Ions sieht jedenfalls wesentlich komplizierter aus.
http://www.brynmawr.edu/chemistry/Chem/sburgmay/chem…
Warum sollte man das Nitat- Ion überhaupt so kompliziert erklären? Der Hinweis auf die „Resonanz“ zur Rettung der Oktettregel ist doch völlig ausreichend, weil sie auf die Zeit zurückgeht als man es noch nicht besser wusste. Wobei man heute von dieser Regel halten kann will.
Besten Gruß
Peter
Ich denke nicht, dass man „sp2- Hybridisierung“ und MO-
Theorie so einfach mischen kann.
Wenn man MOs aus s- und p-Orbitalen basteln kann, dann geht das genausogut auch mit Hybridorbitalen. Die Unterscheidung zwischen grundlegenden Atomorbitalen und Hybridorbitalen ist schließlich rein akademisch. Sie sind alle Lösung derselben Schrödingergleichung.
Wenn Dich die Hybridisierung stört, kann ich die MOs der σ-Bindungen auch direkt aus den entsprechenden s- und p-Orbitalen basteln. Am Ergebnis ändert sich dabei nichts.
Außerdem müsste ein
Stickstoffelektron in den energetisch höheren pz- Zustand
angeregt werden.
Da das pz-Orbital in π-Bindungen gesteckt wird, ist am Ende die Energie der MOs entscheidend. Wie sich die Energie entlang der Reaktionskoordinate verändert ist ein Thema für sich. Das können wir hier auch dann nicht aufdröseln, wenn wir uns für eine konkreten Reaktionsweg entscheiden.
Eine MO- Darstellung des Nitrit- Ions sieht jedenfalls
wesentlich komplizierter aus.
Erstens ist NO2- nicht so schön symmetrisch wie NO3-, zweitens passt der Bindungswinkel von 115° zu keiner der üblichen Hybridisierungen und drittens scheint das MO-Schema in Deinem Link komplizierter zu sein, als es sein müsste. Die p-Orbitale der Sauerstoff-Atome sollten beispielsweise alle die gleiche Energie haben, wurden aber nicht auf derselben Höhe eingezeichnet.
Warum sollte man das Nitat- Ion überhaupt so kompliziert erklären?
Warum nicht? Zumindest erübrigen sich mit delokalisierten π-Bindungen die mesomeren Grenzformeln.
Hallo,
Ich denke nicht, dass man „sp2- Hybridisierung“ und MO-
Theorie so einfach mischen kann.
Das denke ich weiterhin
Wenn man MOs aus s- und p-Orbitalen basteln kann, dann geht
das genausogut auch mit Hybridorbitalen. Die Unterscheidung
zwischen grundlegenden Atomorbitalen und Hybridorbitalen ist
schließlich rein akademisch. Sie sind alle Lösung derselben
Schrödingergleichung.
Es ist nicht egal ob man erst hybridisiert und dann abschließend zu MO’s kombiniert oder es so bewerkstelligt, wie es die MO- Theorie im eigentlichen Sinn macht. Der Hybridisierung geht eine energetische Anregung voraus, danach wird kombiniert. Bei der MO- Theorie wird aus den Grundzuständen kombiniert. Ich bezweifele, ob die Schrödingergleichungen dieser Varianten in der Gesamtheit gleich sind.
Wenn du zuvor schreibst
Zitat
Drei sp²-Hybridorbitale des Stickstoffatoms und drei s-Orbitale der Sauerstoffatome bilden zusammen drei bindende und drei antibindende Molekülorbitale, wobei die drei bindenden komplett besetzt und die antibindenden unbesetzt sind. Das ergibt drei σ-Bindungen.
Zitat Ende
dann hast du drei Stickstoffelektronen in den sp²-Hybridorbitale des Stickstoffatoms und insgesamt 6 Elektronen in den drei s-Orbitalen der Sauerstoffatome. Macht 9 Elektronen. Wenn deine Orbitalkombinationen stimmen, müssen demnach weitere 3 Elektronen in den antibindenden Orbitalen dieser Kombination sitzen. Was demnach keine drei σ-Bindungen ergibt.
Du kannst natürlich auch einen sp²-hybridisierten Stickstoff mit vier Elektronen nehmen, zwei Sauerstoffe mit sieben Elektronen und einen Sauerstoff mit sechs Elektronen und die einfach besetzten p- Orbitale der Sauerstoffe mit den drei sp²- Orbitalen des Stickstoffs kombinieren, was drei sigma- Bindungen schafft (wegen der s- Anteile) und anschließend das übrig gebliebene einfach besetzte p- Orbital des sechs- Elektronen- Sauerstoffs mit dem übrig gebliebenen einfach besetzten p- Orbital des vier- Elektronen- Stickstoffs kombinieren. Dann brauchst du überhaupt nicht von Ursprungskonzept abweichen. Diese Vorgehensweise beinhaltet jedoch die Einführung der Resonanz, bzw. den Mesomerieeffekt. Der sich dadurch nicht erübrigt.
Erstens ist NO2- nicht so schön symmetrisch wie NO3-, zweitens
passt der Bindungswinkel von 115° zu keiner der üblichen
Hybridisierungen und drittens scheint das MO-Schema in Deinem
Link komplizierter zu sein, als es sein müsste. Die p-Orbitale
der Sauerstoff-Atome sollten beispielsweise alle die gleiche
Energie haben, wurden aber nicht auf derselben Höhe
eingezeichnet.
Viertens sind 115° schon ziemlich nah an 120°, dem Bindungswinkel eines sp²-hybridisierten Stickstoffs, fünftens gibt es zahllose Darstellungen, in denen p- Orbitale „nicht auf gleicher Höhe liegen“ (was mir auch plausibel erscheint) und sechstens scheint die Natur es uns im Allgemeinen etwas komplizierter zu machen als unsere Modellvorstellungen sind.
In diesem Sinne
Gruß
Peter
Es ist nicht egal ob man erst hybridisiert und dann
abschließend zu MO’s kombiniert oder es so bewerkstelligt, wie
es die MO- Theorie im eigentlichen Sinn macht. Der
Hybridisierung geht eine energetische Anregung voraus, danach
wird kombiniert. Bei der MO- Theorie wird aus den
Grundzuständen kombiniert. Ich bezweifele, ob die
Schrödingergleichungen dieser Varianten in der Gesamtheit
gleich sind.
Natürlich unterscheiden sich die aus den s- und p-Orbitalen gebildeten Molekülorbitale von solchen, die aus Hybridorbitalen hervorgehen. Das sieht man ja schon an der Geometrie. Aber das Prinzip ist dieselbe.
Man kann es auch viel komplizierter machen:
http://www.science.oregonstate.edu/~gablek/CH334/Cha…
Dagegen sieht das hier wesentlich übersichtlicher aus:
http://www.ak-draeger.chemie.uni-mainz.de/pdf/VChfB_…
Tatsächlich sind beide Darstellungen äquivalent. Im oberen Link wird gezeigt, wie sich die dortigen MOs aus den MOs im unteren Link zusammensetzen.
Du kannst natürlich auch einen sp²-hybridisierten Stickstoff
mit vier Elektronen nehmen, zwei Sauerstoffe mit sieben
Elektronen und einen Sauerstoff mit sechs Elektronen und die
einfach besetzten p- Orbitale der Sauerstoffe mit den drei
sp²- Orbitalen des Stickstoffs kombinieren, was drei sigma-
Bindungen schafft (wegen der s- Anteile) und anschließend das
übrig gebliebene einfach besetzte p- Orbital des sechs-
Elektronen- Sauerstoffs mit dem übrig gebliebenen einfach
besetzten p- Orbital des vier- Elektronen- Stickstoffs
kombinieren.
Ja, das passt in der Tat besser.
Diese Vorgehensweise beinhaltet
jedoch die Einführung der Resonanz, bzw. den Mesomerieeffekt.
Der sich dadurch nicht erübrigt.
Ohne +M-Effekt könnte man mit einem neutralen N-Atom beginnen, bei dem drei Elektronen in sp²-Orbitalen und zwei im pz-Orbital sitzen. Die für eine solche Anregung notwendige Energie dürfte unter der Ionisierungsenergie liegen. Das führt dann am Ende zumindest zu den gleichen Bindungen wie in deinem Fall. Daraus geht dann allerdings nicht hervor, dass der Stickstoff trotz der negativen Ladung des Ions eine positive Partialladung trägt. Auch die Differenz der Elektronegativitätswerte spricht nicht für eine derart starke Ladungstrennung. Dabei stellt sich für mich die Frage, ob die in den mesomeren Grenzformeln üblicherweise dargestellte Ladungsverteilung überhaupt der Realität entspricht.
Viertens sind 115° schon ziemlich nah an 120°, dem
Bindungswinkel eines sp²-hybridisierten Stickstoffs
Von den 109,5° einer sp³-Hybridisierung sind sie aber auch nicht viel weiter entfernt. Natürlich wäre dann kein Platz mehr für π-Bindungen, aber es zeigt, dass ähnliche Bindungswinkel allein noch nicht viel bedeuten.
Hallo,
Ohne +M-Effekt könnte man mit einem neutralen N-Atom
beginnen, bei dem drei Elektronen in sp²-Orbitalen und zwei im
pz-Orbital sitzen. Die für eine solche Anregung notwendige
Energie dürfte unter der Ionisierungsenergie liegen. Das führt
dann am Ende zumindest zu den gleichen Bindungen wie in deinem
Fall. Daraus geht dann allerdings nicht hervor, dass der
Stickstoff trotz der negativen Ladung des Ions eine positive
Partialladung trägt. Auch die Differenz der
Elektronegativitätswerte spricht nicht für eine derart starke
Ladungstrennung. Dabei stellt sich für mich die Frage, ob die
in den mesomeren Grenzformeln üblicherweise dargestellte
Ladungsverteilung überhaupt der Realität entspricht.
Der Trick mit der Hybridisierung schafft eine Reduktion der Komplexität. In deinem Beispiel zum Nitrat- Ion sind drei Stickstoff sp²-Elektronen und drei Sauerstoff p- Elektronen in einem sigma- Bindungsskelett verbaut. Damit sind die Bindungswinkel vorgegeben, und die passen zur Beobachtung. Die restlichen zwei pz- Stickstoffelektronen sowie die drei Sauerstoff- p- Elektronen und das Anion- Elektron (in Summe 6) verteilen sich auf zwei bindende und zwei antibindende pi- MO’s. Daraus ergibt formal sich eine pi- Bindung. „In Wirklichkeit“ liegen jedoch vier über alle Atome „verschmierte“ Molekülorbitale vor, von denen drei mit insgesamt sechs Elektronen besetzt sind. Dann stellt sich meiner Meinung nach überhaupt nicht mehr die Frage nach mesomeren Grenzformeln und formalen Ladungen. Denn nur, wenn uns diese „Wirklichkeit“ nicht gefällt, gehen wir hin und schnitzen uns ein Bild, in dem es so etwas wie die Oktettregel geben muss. Es muss sie geben, weil man sie fälschlich in den Rang eines Naturgesetzes erhebt.
Damit hat man sich aber schon recht weit von der Ausgangsfrage entfernt. Denn der Frager wollte ja „nur“ wissen, wie man der Heiligsten aller Heiligen Regeln eine Geltung verschaffen kann. In Fällen, wo sie versagt.
Überträgt man diese Überlegungen (Reduktion der Komplexität durch sp²-Hybridisierung) jedoch auf das Nitrit- Ion, dann könnte man sich vorstellen, dass die Anionen Ladung in einem nun doppelt besetzten Stickstoff sp²-Orbital verbleibt. Die drei p- Orbitale bilden drei pi- MO’s, eins davon ist nichtbindend doppelbesetzt, eins bindend doppelbesetzt. Macht formal eine pi- Bindung. Störend an dieser Erklärung ist, dass das freie Elektronenpaar am Stickstoff sitzen soll, dem weniger elektronegativen Partner (und es widerspricht dem Bindungswinkel). Andererseits wollte man das Anionen- Elektron auf den Sauerstoff übertragen, hätte man formal eine halbe pi- Bindung (das Elektron geht ins antibindende pi- MOl) und ein ungepaartes Elektron in einen sp²-Orbital, sozusagen ein Di- Radikal. Das widerspricht den Beobachtungen, inklusive dem Wert des Bindungswinkels.
Letzte Überlegung soll zeigen, dass eigentlich nichts mehr passt, wenn man die Komplexität in der selben Weise zu reduzieren versucht wie beim Nitrat. Die Natur ist eben bescheuert (Scherz).
Besten Gruß
Peter
