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9.2:

Lewis-Symbole und die Oktettregel (Erdgasregel)

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Chemistry
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Lewis Symbols and the Octet Rule

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Chemische Bindung beinhaltet die gemeinsame Nutzung oder Übertragung von Valenzelektronen zwischen zwei oder mehr Atomen, die zur Senkung der potentielle Energien führen was somit zur Bindungsbildung beiträgt. Der Prozess der Bindungsbildung mittels Valenzelektronen wird durch das Lewis-Modell erklärt. Im Lewis-Modell wird jedes Valenzelektron eines Atoms aus dem s oder p Orbital als ein Punkt dargestellt um die Abkürzung des Elements, auch Lewis-Symbol genannt.Sauerstoff hat zum Beispiel die Elektronenkonfiguration von 1s2, 2s2, 2p4 und damit sechs Valenzelektronen. Die ersten vier Punkte befinden sich auf jeder Seite des Sauerstoffsymbols, ein Punkt in jede Richtung. Die verbleibenden zwei Valenzelektronen sind auf zwei anderen Seiten um das Atom angeordnet.Jede Seite ist gleichwertig und kann ein Maximum von zwei Elektronen aufnehmen. Die Anzahl der ungepaarten Punkte entspricht der Anzahl der Bindungen, die jedes Atom dieses Elements eingehen kann. Elemente der letzten Gruppe, wie Neon, sind Edelgase und beteiligen sich nicht bereitwillig an den chemischen Bindungen.Edelgase haben hohe Ionisierungsenergien und sind sehr stabil angesichts ihrer Elektronenkonfiguration mit der vollen äußeren Schale. Das Lewis-Symbol für Neon hat acht Punkte, zwei Punkte auf jeder Seite, die eine gefüllte Elektronenkonfiguration darstellen;mit anderen Worten, ein Oktett. Die Oktett-Regel besagt, dass ein Atom dazu neigt, Elektronen in Form von Bindungen zu verlieren, zu gewinnen oder zu teilen bis eine stabile Elektronenkonfiguration, ein Oktett, erreicht ist.Denken Sie an Kohlendioxid. Kohlenstoff hat vier ungepaarte Elektronen und Sauerstoff hat zwei. Die Anzahl der ungepaarten Elektronen entspricht der Anzahl der Elektronen, die benötigt werden, um ein Oktett zu erreichen.Daher teilt sich Kohlenstoff zwei Elektronen mit dem einem Sauerstoff, und die beiden anderen Elektronen mit dem anderen Sauerstoff, so dass jedes Atom ein Oktett erreichen kann. Wasserstoff und Helium sind eine Ausnahme zur Oktett-Regel, da sie nur einen s Orbital haben, welches nur 2 Elektronen enthalten kann;also sollten Wasserstoff oder Helium ein Duett erreichen.

9.2:

Lewis-Symbole und die Oktettregel (Erdgasregel)

Chemical bonds are complex interactions between two or more atoms or ions, which reduce the potential energy of the molecule. Gilbert N. Lewis developed a model called the Lewis model that simplified the depiction of chemical bond formation and provided straightforward explanations for the chemical bonds seen in most common compounds.  

Lewis Model

The Lewis model depicts chemical bond formation by the sharing or transfer of valence electrons, which helps to attain a stable electron configuration. An ionic bond is formed when electrons are transferred between a metal and a nonmetal, whereas a covalent bond is formed when electrons are shared between two nonmetals.

The Lewis model is solely used to describe bond formations without taking into account the energy changes associated with the attractions and repulsions between electrons and nuclei on neighboring atoms. While these interactions are central to chemical bonding, the exact determination of the values is complex. Instead, Lewis designed special drawings to depict chemical bonds using valence electrons, called Lewis symbols. 

Lewis Symbols

Lewis symbols describe valence electron configurations of atoms and monatomic ions. A Lewis symbol consists of an elemental symbol surrounded by one dot for each of its valence electrons. For example, sodium has one valence electron; so one dot is drawn around the symbol Na. 

Eq1

For main group elements, the number of valence electrons is indicated by a lettered group number in the periodic table. For example, lithium (Li) belongs to group IA and has one electron; beryllium (Be) is a group IIA element and has two valence electrons. 

There are exceptions to the Lewis model. In helium, the number valence electron is not the same as the group number. The transition metals, lanthanides, and actinides have incompletely filled inner shells; hence they cannot be written in simple Lewis dot symbols. 

The Octet Rule

The halogen molecules (F2, Br2, I2, and At2) form bonds like those in the chlorine molecule: one single bond between atoms and three lone pairs of electrons per atom. This allows each halogen atom to have a noble gas electron configuration. The tendency of s– or p-block atoms to form enough bonds to obtain eight valence electrons is known as the octet rule. The octet rule predicts the combinations of atoms that will have lower potential energy when they bond together.

The number of bonds that an atom can form can often be predicted from the number of electrons needed to reach an octet (eight valence electrons); this is especially true of the nonmetals of the second period of the periodic table (C, N, O, and F). 

  • Group 14 elements have four electrons in their outermost shell and therefore require four more electrons to reach an octet. These four electrons can be gained by forming four covalent bonds, like carbon in CH4 (methane) and silicon in SiH4 (silane). 
  • Group 15 elements such as nitrogen have five valence electrons in the atomic Lewis symbol: one lone pair and three unpaired electrons. These atoms form three covalent bonds, as in NH3 (ammonia). 
  • Group 16 elements such as oxygen and other atoms obtain an octet by forming two covalent bonds – like bonding with two hydrogen atoms in H2O (water).

There are exceptions to the octet rule. Because hydrogen only needs two electrons to fill its valence shell, it is an exception to the octet rule. In this case, hydrogen is said to have reached a duet. The transition elements and inner transition elements also do not follow the octet rule.

This text is adapted from Openstax, Chemistry 2e, Chapter 7.3: Lewis Symbols and Structures.