Chemische Bindungen nach dem Kossel-Lewis-Ansatz

In der Chemie gibt es eine Kraft, die Atome in Molekülen oder eine Kombination von Ionen in jeder Verbindung bindet, die als chemische Bindung bezeichnet wird. Ein umfassendes Verständnis der chemischen Bindungen ist sehr wichtig, damit Sie fast alle chemischen Themen wie Kohlenstoffverbindungen, Proteine, Polymere, Säure-Base, chemische Energie und Thermodynamik beherrschen können.

Nun, diesmal werden wir herausfinden, dass chemische Bindungen durch den Kossel-Lewis-Ansatz beschrieben werden können. Der Chemiker Gilbert Newton Lewis entwickelte 1916 das Konzept der gepaarten Elektronenbindung. Dieses Konzept besagt, dass zwei Atome ein bis sechs Elektronen teilen können, um eine Einzelelektronenbindung, eine Einfachbindung, eine Doppelbindung oder eine Dreifachbindung zu bilden.

Die Lewis-Struktur ist eine Darstellung der Verteilung von Elektronen in einer Molekülstruktur unter Verwendung eines Elektronenzeichens. Die Lewis-Struktur eines Elements wird durch das Rückensymbol und die Anzahl der Valenzelektronen dieses Elements angezeigt, die durch einen Punkt (.) Oder ein anderes Zeichen wie ein Kreuz (x) dargestellt werden.

Im selben Jahr schlug Walther Kossel auch eine ähnliche Theorie wie Lewis vor, sein theoretisches Modell ging jedoch von einem vollständigen Elektronentransfer zwischen Atomen aus. Diese Theorie ist ein polares Bindungsmodell.

Sowohl Lewis als auch Kossel bauten ihr Bindungsmodell auf der Grundlage der Abegg-Regel (1904) auf. Die chemische Bindung nach diesem Kossel-Lewis-Ansatz besteht darin, dass Atome ein stabiles Oktett erreichen, wenn sie durch chemische Bindungen verbunden sind.

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In der Zwischenzeit werden positive und negative Ionen, die chemische Bindungen bilden, als Ionenbindungen bezeichnet. Wo die Bildung von Ionenbindungen auf Elektronen beruht, die von Atomen eingefangen und freigesetzt werden, und auf elektrostatischer Anziehung.

Oktettregeln

Die Oktettregel ist eine einfache Regel in der Chemie, die besagt, dass Atome sich verbinden können, indem sie Valenzelektronen von einem Atom auf ein anderes übertragen (gewinnen oder verlieren) oder indem sie Valenzelektronen teilen, um ein Oktett in ihrer Valenzschale zu haben.

Diese Regel kann auf die Hauptgruppenelemente wie Kohlenstoff, Stickstoff, Sauerstoff und Halogene angewendet werden. Diese Regel kann auch auf Metallelemente wie Natrium und Magnesium angewendet werden.

Einfach ausgedrückt, ein Molekül oder Ion neigt dazu, stabil zu werden, wenn seine äußere Elektronenhülle acht Elektronen enthält. Diese Regel wurde zuerst im Kossel-Lewis-Ansatz vorgeschlagen und angewendet. In dieser Regel müssen Einschränkungen berücksichtigt werden, nämlich:

  1. Unvollständiges Oktett des Zentralatoms: In einigen Verbindungen beträgt die Anzahl der das Zentralatom umgebenden Elektronen weniger als acht. Dies gilt insbesondere für Elemente mit weniger als vier Valenzelektronen. Beispiel; LiC1, BeH2 und BC13.
  2. Ungerades Elektronenmolekül: In Molekülen mit einer ungeraden Anzahl von Elektronen wie Stickoxid, NO und Stickstoffdioxid, NO2, ist die Oktettregel nicht erfüllt.
  3. Erweitertes Oktett: Zusätzlich zu den 3s- und 3p-Orbitalen stehen für Elemente innerhalb und außerhalb der dritten Periode des Periodensystems auch 3D-Orbitale zum Binden zur Verfügung. In einer Reihe von Verbindungen dieser Elemente befinden sich mehr als acht Valenzelektronen in der Nähe des Zentralatoms. Dies wird als erweitertes Oktett bezeichnet. In solchen Fällen gilt die Oktettregel natürlich nicht. Beispiel; In PF5 hat das Phosphormolekül 10 Elektronen in der Valenzschale.

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