Chemie der auptgruppenelemente ansjörg Grützmacher hgruetzmacher@ethz.ch Sekretariat: Frau Rüegg 129 Ziel: Kenntnis allgemeiner Begriffe und Definitionen. Strukturchemie von anorganischen Verbindungen. Kenntnis der grundlegenden Verbindungstypen, ihrer Eigenschaften und Reaktivität.
Atome Struktur (Verhalten von Elektronen in Atomen), Ionisierungsenergien, Elektronenaffinität, Elektronegativität Ionen A + B Radien Moleküle Struktur, Dynamik, Reaktivität Festkörperstrukturen (Gitter) Materialien Schmp.646 C Schmp. 93.7 C 3
Mehrelektronensysteme 1. Die Wellenfunktionen für Mehrelektronensysteme sind nicht exakt lösbar. Jedoch: Die rbitale sind wasserstoffähnlich. 2. Die rbitale werden durch die Quantenzahlen n, l und m beschrieben. 3. Die winkelabhängigen Wellenfunktionen φ, θ haben die gleichen Formen wie Einelektronen-()-rbitale. 4. Wegen der erhöhten Kernladung sind die Radialfunktionen R zu kleineren Radien kontrahiert. Die rbitalenergien sind niedriger. 6. Wichtig: Die Energie des rbitals hängt von n und l ab! Aufhebung der Entartung von s, p und d rbitalen. Elektron 2 r 2 θ 2 r 12 r 1 θ 1 Elektron 1 Bedenken Sie: Der rt der Elektronen ist unbestimmt (eisenberg sche Unschärferelation). Das macht die Bestimmung von r 12, der Elektron-Elektron-Wechselwirkung und eine exakte Lösung der Schrödinger- Gleichung für ein Mehrelektronensystem unmöglich! φ 2 Kern φ 1
Mehrelektronensysteme Pauliprinzip (Ausschlussprinzip): Wenn zwei Elektronen in einem System vertauscht werden, muss die Gesamtwellenfunktion Ψ ihr Vorzeichen wechseln. Das bedingt die Definition einer weiteren Quantenzahl: der Spinquantenzahl m s (+½, ½). Zwei Elektronen dürfen niemals in allen vier Quantenzahlen übereinstimmen; jedes rbital kann nur maximal mit zwei Elektronen besetzt werden (einem α,β-elektronenpaar). Aufbauprinzip Ein rbitalschema wird immer bei den niedrigsten Energien beginnend zu den höchsten Energien besetzt. (Auffüllen des Schemas von unten nach oben ) und sche Regel: Entartete rbitale werden zunächst einfach mit Elektronen gleichen Spins besetzt (Maximierung des Gesamtspins S = Σm s ).
Mehrelektronensysteme Warum haben die ns rbitale eine niedrigere Energie als die np rbitale? Ionisierungsenergie I v Kernladung Z : 1313 kj mol -1 +1 e + : 5250 kj mol -1 +2 e: 2372 kj mol -1 +2 Li: 520 kj mol -1 +3 Warum sind die Ionisierungsenergien für e und Li so niedrig? Die Elektron-Elektron-Wechselwirkung in Mehrelektronensystemen wirkt sich wie eine Abschirmung der Kernladung aus. R 2 / e pm 3 n = 2, l = 0 2s physikalisch relevant: R 2 R 2 gibt die relative Elektronendichte- Verteilung als Funktion des Abstandes r vom Kern an. Diese ist für s rbitale am Kernort maximal für alle anderen rbitale (p,d, f,..) ist R 2 = 0. R 2 / e pm 3 n = 2, l = 1 2p [*]: Für Li ist r 2s > r 2p aber dennoch E 2s < E 2p r/pm 2s durchdringt besser den Rumpf, es spürt die Kernladung Z stärker und wird weniger abgeschirmt: E 2s < E 2p [*] r/pm
Mehrelektronensysteme Bis zur Konfiguration 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 6 (Ar, Z = 18) dominiert n die Energie der rbitale. Ab dem Element K (Z = 19) macht sich der Einfluss von l bemerkbar und das 4s wird vor dem 3d rbital besetzt: Die Elektronenkonfiguration von K ist (Ar)4s 1 Begründung: 4s durchdringt den Rumpf gut, daher ist der Einfluss der Kernladung hoch, E 4s < E 3d. Ist 4s jedoch vollbesetzt (Ca, Z = 20), so wird beim nächsten Element Sc, Z =21, das 3d-rbital schlechter als 4p abgeschirmt (r 4s > r 3d ), die Energie von 3d sinkt und Sc hat die Valenzelektronenkonfiguration: [Ar]4s 2, 3d 1 Mit dem Element Sc 1 beginnt die erste Übergangsmetallreihe, in der sukzessive das 3d rbital besetzt wird: Sc 4s 2 3d 1 / Ti 4s 2 3d 2 / V 4s 2 3d 3 / Cr 4s 1 3d 5 /Mn 4s 2 3d 5 / Fe 4s 2 3d 6 Co 4s 2 3d 7 / i 4s 2 3d 8 /Cu 4s 1 3d 10 / Zn 4s 2 3d 10 /.
Mehrelektronensysteme 11 Für sind die Energien der s, p und d-rbitale für jedes n entartet. Für alle anderen Atome sind die Energien dieser rbitale nicht entartet. Sie werden jedoch mit zunehmendem Z immer ähnlicher. n = 1 l = 0 1 2 3 4 1. Übergangsmetallreihe: 3d - 4p 2. Übergangsmetallreihe: 4d 5p 3. Übergangsmetallreihe: 5d 6p Lanthanoiden: 4f 5d Actinoiden: 5f 6d 2 3 4 5 6 7 8
rbitalenergie: E n = Mehrelektronensysteme: Slater-Regeln Effektive Kernladungszahl: 2π 2 m Z 2 e 4 n h 2 Abschirmungskonstante S für ein ns oder np Elektron Z eff = Z S 12 Kern Z Abschirmungskonstante Elektronen mit höherer uantenzahl tragen zu S nicht bei: n S > n : S = 0 Elektronen mit gleicher n schirmen Z nur schwach ab (35%) : n S = n : S = 0.35 Elektronen auf einer niedrigeren Schale mit n-1 schirmen Z um 85% ab: n S = n - 1: S = 0.85 kernnahe Elektronen schirmen Z ganz ab: n S < n - 1: S = 1.0 n S : auptquantenzahl des e, das zu S beiträgt. n: auptquantenzahl des e für das S berechnet wird.
Berechnung von Z eff für Mehrelektronensysteme nach den Slater-Regeln Berechnung der Abschirmungskonstante für ein s oder p (Valenz)elektron: S = 0.35Σe (n S =n) + 0.85Σe (n S =n-1) + 1.0Σe (n S <n-1) Beispiel: S für ein s,p-valenzelektron in einem S-Atom: Konfiguration: (1s 2 ), (2s 2, 2p 6 ), (3s 2, 3p 4 ) S = (2 1.0) + (8 0.85) + (5 0.35) = 10.55; Z eff = 16 10.55 = 5.45 Für d-valenzelektronen gilt eine modifizierte Regel: Wird die Elektronenkonfiguration nach steigender aupt-, n, und ebenquantenzahl, l, wie: (1s), (2s, 2p), (3s, 3p), (3d), (4s, 4p), (4d), (4f) (5s, 5p),. geordnet, so schirmen alle Elektronen in den Klammerausdrücken links von einem d oder f Elektron die Kernladung Z um den Betrag 1.0 ab. d oder f Elektronen im gleichen Klammerausdruck mit gleicher n schirmen Z um den Betrag 0.35 ab. Beispiel: S für ein 3d-Valenzelektron in einem Mn-Atom: Konfiguration: (1s 2 ), (2s 2, 2p 6 ), (3s 2, 3p 6 ), (3d 5 ), (4s 2 ) S = (18 1.0) + (4 0.35) = 19.4; Z eff = 25 19.4 = 5.6 Beachte: d und f Elektronen werden durch Elektronen in der unmittelbar darunter liegenden Schale wirkungsvoller abgeschirmt als s oder p Elektronen. (Aber: d-elektronen schirmen nach dieser Regel genauso effektiv ab wie s,p-elektronen. Das ist nicht richtig und wird in modernen Versionen berücksichtigt).
Effektive Kernladungszahlen Z eff nach den Slater-Regeln 14 Trends: Z eff nimmt innerhalb einer Periode von links nach rechts stark zu ( Z eff = +3.25). Dabei ändert sich Z eff regelmässig um 0.65. Z eff nimmt (schwächer) innerhalb einer Gruppe von oben nach unten zu ( Z eff = 2.4). Die Zunahme erfolgt sprunghaft: Von den Elementen der 2. zur 3. Periode um 0.9, von den Elementen der 3. zur 4. Periode um 1.5. Danach bleibt Z eff für Elemente der 4. 6. Periode innerhalb jeder Gruppe konstant.
Ionisierungsenergien A(g) A + (g) + e Trends: Innerhalb einer Periode nimmt I v zu. Begründung: I v ~ Z eff. Innerhalb einer Gruppe nimmt I v ab obwohl Z eff zunimmt. Begründung : Gegenläufiger Effekt von I v ~ Z eff und I v ~ 1/n. 1. atomare Ionisierungsenergie, I v, (kj mol 1 ) der Elemente aus Gruppe 13 18 15 Anomalien : I v (B) << I v (Be), I v () << I v () I v (Al) < I v (Mg), I v (S) < I v (P)
Elektronenaffinität: A (g) A (g) + e Elektronenaffinität (kj mol 1 ) der Elemente aus Gruppe 13 18 16 Iv(A ) = E A Trends: Innerhalb einer Periode nimmt E A zu. Begründung: E A ~ Z eff. Die EA s weisen besonders viele Anomalien auf: a) E A () < E A () b) E A (2.Periode) < E A (3. Periode) c) E A (Edelgase) sind negativ, d.h. der Zerfall der Edelgasanionen ist exotherm (-30 bis -40 kj mol 1 )
Kovalente Radien (Å) der p-block-elemente 17 Die kovalenten Radien, r kov, der p-blockelemente ändern sich regelmässig: Sie nehmen innerhalb einer Gruppe zu: r kov, ~ n, und nehmen innerhalb einer Periode von links nach rechts ab: r kov, ~ 1/Z eff. Die Radien von Kationen sind kleiner, die Radien von Anionen sind grösser als die Kovalenzradien der entsprechenden Atome (siehe Teil 7).
Spektroskopische Elektronegativität 18 Definition nach Pauling: Vermögen eines Atoms in einem Molekül, die Elektronendichte an sich heranzuziehen. χ spec = (m ε p + n ε s ) / (m + n) ε p, ε s : gemittelte Ionisierungsenergien der s- bzw. p-rbitale m,n: Anzahl der p- bzw. s-elektronen Für die p-block-elemente berechnete Allen-Elektronegativitäten 14
Spektroskopische Elektronegativität Änderung von χ spec innerhalb der Perioden 19 Einbau der 3d (Sc-Zn) und 4d (Y-Cd) Übergangsmetalle Änderung von χ spec innerhalb der Gruppen 3D-Periodensystem nach Allen
Valenz, xidationszahl, Koordinationszahl & Formalladung Zwei der wichtigsten Faktoren, die eine Abschätzung der Eigenschaften eines kovalent aufgebauten Moleküls erlauben, sind die: Valenzelektronenzahl = gesamte Anzahl von Valenzelektronen an einem Atom in einem Molekül ( ktett- und 18 Elektronenregel) und die Valenz = Anzahl von Elektronen, die ein Atom für Bindungen zu seinen achbaratomen verwendet. (.V. Sidgwick, the Electronic Theory of Valency; The Clarendon Press, xford 1927) Valenz = Zahl der Valenzelektronen in dem freien Atom Zahl der nicht-bindenden Elektronen des Atoms im Molekül 16
Valenz Die Bestimmung der Valenz eines Atoms in einem Molekül erfordert das Zeichnen einer vernünftigen Resonanzstruktur und kann nicht aus der Molekülformel abgeleitet werden. Die Valenz eines Atoms in einem Molekül kann die Anzahl der Valenzelektronen des freien Atoms (Gruppenvalenz) nicht übersteigen: Maximale Valenz eines Atoms in einem Molekül = Gruppenvalenz Ist die Valenz kleiner als die Gruppenvalenz, so sind nicht-bindende Elektronen am Atom in dem betrachteten Molekül vorhanden. Ist die Valenz scheinbar grösser als die Gruppenvalenz, so ist (i) (ii) das Molekül nicht korrekt formuliert worden; nicht alle Bindungen können als 2-Zentren-2-Elektronen (2z-2e) Bindungen beschrieben werden. Valenz = : 5 2 = 3 : 1 0 = 1 freies Elektronenpaar drei 2z-2e Bindungen + C B C: 4 0 = 4 5 : 1 0 = 1 kein freies Elektronenpaar 2z-2e Bindungen? B B: 3 0 = 3 4 : 1 0 = 1 2 kein freies Elektronenpaar 2z-2e Bindungen? 17
Formale xidationszahl Die formale xidationszahl eines Atoms in einem Molekül wird erhalten, wenn der Aufbau eines Moleküls als ionisch erachtet wird und alle Bindungen heterolytisch so gespalten werden, das die Liganden eine geschlossene Elektronenschale erhalten. Ausnahme: omonukleare Bindungen werden homolytisch gespalten. Meistens ändert sich die Ladung, die einfachen einatomigen Liganden zugewiesen wird, nicht von einer Verbindung zu anderen. Ausnahme: kann als + (1s 0 ) oder (1s 2 ) vorliegen. In diesem Fall werden die Ladungen entsprechend den Elektronegativitäten verteilt. Formale xidationszahl = Ladung des Moleküls Ladung auf den Liganden Ladung des Liganden Ligandenatom: Ligandengruppe: = Valenzelektronen des/der freien Ligandenatoms/gruppe A Ladung = 1 2 = 1 A Ladung = (7) (8) = 1 Valenzelektronen des/der freien Ligandenatoms/gruppe nach heterolytischem Bindungsbruch 18
Beispiele Valenz & formale xidationszahl eteronukleare Bindungen = heterolytischer Bindungsbruch; omonukleare Bindungen = homolytischer Bindungsbruch;.Z. = Molekülladung - Ligandenladungen 1 Si 1 1 1.Z.(Si) = 0 (4 1) = +4 Valenz: Si = 4 Ligandenatom 1 C Ligandengruppe 2 Zentralatom Ligandenatom Zentralatom 2 Ladung des Moleküls.Z.(C) = 1 [(2 2) + ( 1)] = +4 Valenz: C = 4 1 1 Si 1 Si.Z.(Si) = 0 (3 1) = +3 Valenz: Si = 4.Z. Valenz +1 +1 C F F 1 1.Z.(C) = 0 [(2 1) + (2 1)]= 0 Valenz: C = 4 19.Z. Valenz
Valenz & formale xidationszahl ormalerweise wird die formale xidationszahl für das Zentralatom eines Moleküls berechnet. Sie kann jedoch prinzipiell für alle Atome in einem Molekül berechnet werden. Bei der Festlegung der Ligandenladungen müssen eventuell Formalladungen berücksichtigt werden. Beispiel ydrogencarbonat, [C 3 ] : C C xidationszahl für =: Valenzelektronen -C- vor heterolytischem Bindungsbruch: [1 + (2 6) + 4 + (1)] = 18 Valenzelektronen -C- nach heterolytischem Bindungsbruch: [1 + (2 6) + 2 + (1)] = 16 Ladung der -C- Gruppe: 18 16 = 2.Z.(=) = 0 2 = 2 (! Ladung nicht doppelt zählen) xidationszahl für - : Valenzelektronen -C= vor heterolytischem Bindungsbruch: [1 + (2 6) + 4] = 17 Valenzelektronen -C= nach heterolytischem Bindungsbruch: [1 + (2 6) + 3] = 16 Ladung der -C- Gruppe: 17 16 = 1.Z.(=) = 1 1 = 2 +1 C xidationszahl für : Valenzelektronen =C- vor heterolytischem Bindungsbruch: [(2 6) + 4 + (1)] = 17 Valenzelektronen =C- nach heterolytischem Bindungsbruch: [(2 6) + 3 + (1)] = 16 Ladung der =C- Gruppe: 17 16 = 1.Z.() = 0 [1 + 1] = 2
Valenz & formale xidationszahl +1 2 P 2 2 Gruppenladung = 1.Z.(P) = 1 [(2 2) + (2 1)]= +5 Valenz = 5 1 Si Si Si +3 Si 1 1 Si Gruppenladung Si 3 = 0.Z.(Si(Si 3 ) 4 ) = 0 (4 0) = 0 Valenz = 4.Z. (Si(Si 3 ) 4 ) = +3 Valenz = 4 21
Valenz & formale xidationszahl Es gibt keine systematische Übereinstimmung von Valenz und xidationszahl (q+, q ) Valenz formaler xidationszahl, wenn: (i) Es liegen homonukleare Bindungen vor. (ii) Die Liganden am betreffenden Atom sind entgegengesetzt geladen (z.b. +, Cl ). (iii) Das Molekül ist geladen und ein Ligand dissoziiert als Kation (z. B. + ): Beispiel: In [ 4 ] + ist Stickstoff pentavalent (Valenz = 5) aber die xidationszahl ist 3. +1 Die Übereinstimmung von Valenz und xidationszahl (+ oder ) gilt nur für einfache neutrale Elementwasserstoffverbindungen, A n, und ist zufällig! +1 3 +1 + +1 22
Anzahl von (geteilten = kovalenten) 2Z-2e-Bindungen & Koordinationszahl Für einfache neutrale Elementwasserstoffverbindungen A n ist die Anzahl der 2Z-2e-Bindungen gleich der Koordinationszahl und gleich der Valenz. Diese Übereinstimmung ist ebenfalls zufällig und gilt nicht wenn das betreffende Atom, A, eine Formalladung trägt. Fomalladung = Zahl der Valenzelektronen in dem freien Atom A Zahl der Elektronen auf dem Atom A im Molekül nach homolytischem Bruch aller Bindungen B Valenz: 3 2Z-2e: 4 C Valenz: 4 2Z-2e: 4 + Valenz: 5 2Z-2e: 4 23
Fragmentierungsmethode zur Zuweisung von formalen xidationszahlen (überschätzt den ionichen Charakter von Bindungen) heteronukleare kovalente (polare) Bindungen dative Bindungen (Lewis-Säure-Basenpaar) homonukleare kovalente Bindungen heterolytisch A X A q+ + X q Die Liganden erhalten eine geschlossene Elektronenschale; X = Cl, C 3 ; q = 1 heterolytisch A X A q=0 + X q=0 Die Liganden erhalten eine geschlossene Elektronenschale; Die Ladung ändert sich nicht. homolytisch X X A + A Fragmentierungsmethode zur Zuweisung von Formalladungen (überschätzt den kovalenten Charakter von Bindungen) homolytisch A X A + X 28
Koordinationszahl &Valenz Die Koordinationszahl ist gleich der Zahl benachbarter Atome, die an das betrachtete Atom im Molekül gebunden sind. Koordinationszahl und Valenz stimmen nicht überein: wenn: (i) Das betrachtete Atom eine Mehrfachbindung eingeht. 3 C C 3 2 C C 2 C C K.Z.: 4 K.Z.: 3 K.Z.: 2 Valenz: 4 Valenz : 4 Valenz : 4 (ii) Das betrachtete Atom über eine dative Bindung an ein achbaratom/gruppe gebunden ist. K.Z.: 4 Valenz: 3 B + K.Z.: 3 K.Z.: 3 K.Z.: 4 Valenz: 3 Valenz: 3 Valenz: 5 In einer dativen Bindung liefert ein Bindungspartner beide Bindungselektronen. Dadurch wird an einem Atom die Valenz erhöht an dem anderen nicht. An beiden Atomen erhöht sich die Koordinationszahl um +1. 29 B
30 Molekül Valenzelektronen im freien Atom ichtbindende Elektronen Valenz formale xidationszahl 2Z-2e Bindungen Beispiele wo Valenz = xidationszahl = Anzahl von 2Z-2e-Bindungen = Koordinationszahl B 3 3 0 3 +3 3 3 C 4 4 0 4 4 4 4 3 5 2 3 3 3 3 2 6 4 2 2 2 2 F 7 6 1 1 1 1 Beispiele wo Valenz xidationszahl 3 Si-Si 3 4 0 4 3 4 4 C 2 Cl 2 4 0 4 0 4 4 [ 3 ] + 6 2 4 2 3 3 Beispiele wo Valenz Anzahl von 2Z-2e-Bindungen [B 4 ] 3 0 3 +3 4 4 [ 4 ] + 5 0 5 3 4 4 Beispiele wo Valenz K.Z. 2 C=C 2 4 0 4 2 4 3 C C 4 0 4 1 4 2 3 -B 3 3 0 3 +3 4 4 K.Z.
+ a B: xidationszahl: +3 Valenz: 3 Koordinationszahl: 4 Formalladung: -1 Ein kompliziertes Beispiel 1 B 1 GaCl GaI 3 B +1 +3 acl +1 +1 Ga 2 +1 Ga: xidationszahl: +1 Valenz: 1 Koordinationszahl: 3 Formalladung: -2 Bindungsbrüche zur Bestimmung der formalen xidationszahl: eteronukleare (polare) Bindungen: heterolytisch Dative Bindungen ( ): heterolytisch omonukleare Bindungen: homolytisch Bindungsbrüche zur Bestimmung der Formalladung: Alle Bindungen: homolytisch +1 +1 I B 1 Ga +1 1 Ga 1 : xidationszahl: +1 Valenz: 3 Koordinationszahl: 4 Formalladung: -1 Ga 2 : xidationszahl: +3 Valenz: 3 Koordinationszahl: 4 Formalladung: -1 1 +1 2 Ga 1 +3 I I 31
xidationszahlen in Übergangsmetallkomplexen Bei Übergangsmetallkomplexen unterscheidet man die formale xidationszahl von der spektroskopischen xidationszahl. Die formale xidationszahl wird wie zuvor durch heterolytische Spaltung aller Liganden erhalten. i Pr d-valenzelektronenkonfiguration des Metalls im Komplex i Pr Ti i Pr i Pr Ti 4+, 4 i Pr d 0 Ti ist tetravalent C C Fe C C C Fe 0, 5 C d 8 Fe ist zerovalent 32
xidationszahlen in Übergangsmetallkomplexen Es gibt Fälle, in denen die formale xidationszahl nicht der d-valenzelektronenkonfiguration d n entspricht, z.b. wenn Radikale X an das Metall koordinieren. d n kann durch spektroskopische Methoden bestimmt werden. Es ist daher sinnvoll, Metallatome in Übergangsmetallkomplexen durch eine spektroskopische xidationszahl zu charakterisieren. Diese hat physikalische Bedeutung. Periodensystem Valenzelektronenspektroskopische xidationszahl = zahl des freien Metallatoms Spektroskopie dn des Metallatoms im Komplex 29
xidationszahlen in Übergangsmetallkomplexen 33 Beispiele: formale xidationszahl spektroskopische xidationszahl Ti ( i Pr) 4 Ti 4+, d 0 = Ti 4+, d 0 Pd II [Pd(acac) 2 ] Pd 2+, d 8 = Pd 2+, d 8 bessere Darstellung der elektronischen Struktur V Fe Fe 5+, d 3 Fe 4+, d 4 IV Fe + 2 R is Cu S Tyr III Cytochrom P450 is + Tyr-Cys Galaktose xidase Cu 3+, d 8 Cu 2+, d 9 R is 2 S Tyr is Cu II + Tyr-Cys 34
xidationszahl & Formalladung & physikalisch relevante Ladung Keine xidationszahl oder Formalladung gibt die tatsächliche Ladung auf einem Atom in einem Molekül an. In auptgruppenelementen weicht diese selten von ±1 ab! Molekül xidationszahl Berechnete Ladung Formalladung C 4 4 0.82 0 [C 3 ] + 2 0.35 +1 3 3 1.05 0 [ 4 ] + 3 0.84 +1 35
Der utzen von Valenz & xidationszahl Die formale xidationszahl ist das Resultat eines Formalismus und erlaubt keine allgemein gültigen Aussagen über die Reaktivität oder Stabilität einer Verbindung. Sie ist wichtig für das Aufstellen von Redoxgleichungen. Die Valenz eines Atoms in einem Molekül gibt an wie viele Elektronen dieses Atom für Bindungen verwendet hat. Mit dem Konzept der Valenz kann untersucht werden, ob (i) ein Atom genügend Elektronen hat, um die Ligandenatome in unmittelbarer achbarschaft über 2Z-2e-Bindungen zu koordinieren. (ii) ein Atom überschüssige Elektronen für weitere Bindungen zur Verfügung stellen kann. Beispiel: Die Annahme, dass C in C + 5 eine Formalladung von +1 trägt und alle C Bindungen 2Z-2e Bindungen sind, ergibt die Valenz 6 für Kohlenstoff. Wird angenommen, dass eine C- Bindung protoniert wird und C + 5 ein Komplex aus C + 3 und 2 ist, so wird eine vernünftige Valenz von 4 erreicht. + C xidationszahl -4 Valenz: 6 (! unmöglich!) + C xidationszahl -2 Valenz: 4 32
Zusammenfassung Valenz = Zahl der zur Bindung verwendeten Elektronen eines Atoms in einem Molekül Es ist sinnvoll auptgruppenelementverbindungen durch die Valenzen der Atome im Molekül zu beschreiben: Valenz = Zahl der Valenzelektronen in dem freien Atom Zahl der nicht-bindenden Elektronen des Atoms im Molekül Übergangsmetallverbindungen werden meist durch die spektroskopische xidationszahl charakterisiert. Diese ist gleich der Valenz des Metallzentrums im Komplex. spektroskopische xidationszahl = (Valenz) Valenzelektronenzahl des freien dn des Metallatoms im Komplex Metallatoms 33