Warum kann Phosphor 5 Bindungen eingehen, Stickstoff aber nur3?
Beide sind in der gleichen Hauptgruppe und haben 5 Valenzelektronen. Wenn ich nachlese, warum N nur 3 Bindungen eingehen kann, heißt es, dass N 3 freie Elektronen hat. Bei P heißt es, dass P 5 Valenzelektronen hat und somit auch 5 Bindungen eingehen kann. Ähnlich verhält es sich mit Sauerstoff (2 Bindungen) und Schwefel (6 Bindungen). Hier haben beide 6 Valenzelektronen. Das muss ja mit der Periode zu tun haben. Warum stehen die Elektronen der doppelt besetzten Orbitale in der 3. Periode für Bindungen zur Verfügung, während das in der 2. Periode nicht möglich ist? Danke schonmal :)
4 Antworten
Phosphor kann auch 3 Bindungen eingehen, Stickstoff auch vier. Beispiele sind die Phosphine, Phosphabenzol, Aminoxide, Nitrone, Nitroverbindungen. Es hat auch mit der Elektronegativität zu tun, dass N, S und P vermehrt hochoxidierte Verbindungen bilden, was Sauerstoff nicht tut. Die selten mit 5 Bindungen dargestellten Aminoxide oder Nitroverbindungen sind jedenfalls falsch.
Bei Phosphor bin ich mir nicht mehr ganz sicher, da uns auch beigebracht wurde, dass PF5 oder PCl5 Ionen der Form [PX4]+[PX6]- bilden. Ich bezweifle aber, dass bei Thiophosphonaten Doppelbindungen vorliegen.
Man kann das über ionische Anteile lösen, mit Partialladungen oder über Mehrzentrenbindung. Das Lewis-Modell ist völlig unvereinbar mit den MO-Theorien. Eine Aufweitung mit den d-Orbitalen, wie sie manchmal genannt wird, gibt es jedenfalls meines Wissens nicht und wurde schon in den Neunzigern computerchemisch widerlegt. Auch wenn hier anderes behauptet wird und sogar Professoren uns das so verklickern wollten - ein Paper kann ich verlinken.
Die Anzahl an Bindungen, die ein Element eingehen kann, hängt von der Anzahl der freien Valenzelektronen ab. In der 2. Periode (Wo das Stickstoff ist) haben die Elemente maximal 8 Valenzelektronen, da die 2. Schale nur Platz für 8 Elektronen hat. Stickstoff hat 5 Valenzelektronen und kann dementsprechend nur 3 Bindungen eingehen.
In der 3. Periode haben die Elemente maximal 18 Valenzelektronen, da die 3. Schale Platz für 18 Elektronen hat. Phosphor in der 3. Periode hat 5 Valenzelektronen und kann daher theoretisch 5 Bindungen eingehen.
Gilt auch für Sauerstoff/Schwefel.
Auch Chlor kann bis zu 7 Bindungen eingehen, siehe Perchlorsäure (HClO4).
Richtig Chloratom hat sieben Elektronen in seiner äußeren Schale. Um eine stabile Edelgaskonfiguration zu erreichen, benötigt das Chloratom acht Elektronen in seiner äußeren Schale.
Das Chloratom kann aber maximal eine einzelne Bindung eingehen und nicht mehr weil die Argon Konfiguration die es dann hat energetisch super günstig ist.
Liegt aber nicht an der Schale. Die M-Schale fasst auch bei Phosphor nur 8 Elektronen. 18 sind es erst dann, wenn du die 4. Schale angefangen hast.
Der Grund sind die d-Orbitale bei Phosphor und Schwefel, die eine andere Hybridisierung gemäß MO-Theorie erlauben.
Während Elemente der 2. Periode maximal sp³-hybridisiert werden können, existieren für Elemente wie Schwefel Hybridisierungen, die die unbesetzten d-Orbitale einschließen, bsp. die für 6 Bindungen erforderliche sp³d²-Hybridisierung.
Dass es bei P, S, etc. d-Orbital Beteiligung gibt, hat man früher mal gedacht, wurde aber inzwischen widerlegt. Das sind "teilionische" Bindungen sozusagen.
C,N,O,F halten sich an die stikte Form der Oktettregel: Sie wollen also immer 8 Außenelektronen haben und können unmöglich mehr Elektronen halten. In einer Lewis-Formel haben diese Elemente daher immer genau 8 Elektronenpaare (die bindend oder nichtbindend sein können), sehr selten auch einmal weniger (in hochreaktiem Zeug wie CH₂, oder Radikalen oder Carbeniumionen), aber niemals mehr.
Die schwereren Homologen halten sich dagegen an die erweiterte Oktettregel: Sie wollen 8 oder mehr Außenelektronen haben, daher gibt es Vögel wie SiF₆²¯, PCl₅, PF₆¯, SCl₄, SF₆, ClF₃, ClF₅, IF₇ mit fünf, sechs oder sieben Elektronenpaaren am Zentralatom. Das liegt vermutlich einfach daran, daß die Atome größer sind und mehr Platz für zusätzliche Bindungspartner vorhanden ist.
Der Phosphor kann also problemlos 5 Bindungen eingehen, er hat ja fünf Elektronen, die er mit fünf Bindungspartnern teilen kann, z.B. im PF₅ oder PCl₅ oder auch POCl₃ (mit einer P=O-Doppelbindung und drei P–Cl-Einfachbindungen, analog zu COCl₂); im Anion PF₆¯ sind sogar sechs Bindungen möglich. Stickstoff kann das nicht, weil das Atom zu klein für solchen Schnickschnack ist (es gibt zwar ein NOF₃, aber das hat vier Einfachbindungen am Sticki so wie NH₄⁺).
Ah danke, jetzt hab ich das endlich mal kapiert. Wie ist das denn bei Chlor? Das geht ja nur eine Bindung ein, hat doch aber 7 frei Valenzelektronen, oder?