Vorlesung ACII-1 - Cup Uni Muenchen

Vorlesung: Anorganische Chemie für Lehramtsstudierende II
Prof. Dr. I.-P. Lorenz (nach PD Dr. J. Crawford)
Zeit/Ort:
Mi/Wieland-HS:
Fr/Willstätter-HS:
Dauer:
15.10.08 bis 13.02.08
08.15 – 09.45
08.15 – 09.45
Chemie der Nichtmetalle
Voraussetzungen:
Experimental-Vorlesung Anorganische Chemie (1. Semester)
Literatur-Quellen:
Bücher als Hilfe bei Problemen
Original-Literatur-Artikel nur für Neugier
Ziel:
Besseres Verständnis der Nichtmetallchemie; Wiederholung von Konzepten
1
Inhalt der Vorlesungen
Vorlesung 1:
Konzepte und generelle Trends des Periodensystems
⇒ Ionisationsenergien
⇒ Elektronen-Affinitäten
⇒ Atomradien
⇒ ‚d-Block-Kontraktion’ bzw. ‚f-Block-Kontraktion’
⇒ Elektronegativität ?
⇒ Polarisierbarkeit
⇒ Mittlere Bindungsdissoziations-Energien
⇒ Oxidationsstufen
⇒ ‚Effective Atomic Number (EAN)’ (effektive Ordnungszahl)
⇒ Kettenbildung
⇒ Dipol-Momente
⇒ Schräg- oder Diagonal-Beziehungen
⇒ Isoelektronisch-/Isolobal-/Isostöchiometrisch-/Isoster-Beziehungen
Vorlesung 2:
Struktur- und Bindungs-Beschreibungen
⇒ Standard-Lewis-Strukturen
⇒ VSEPR-Modell
⇒ Symmetrie und Punktgruppen
2
Vorlesungen 3-4:
Nichtmetallchemie der Elemente Wasserstoff und Bor
⇒ Bindungstypen (kovalent, ionisch, metallisch etc.)
⇒ Wasserstoff-Brücken-Bindungen
⇒ Eigenschaften des Bors / allgemeine Trends in der 13. Gruppe
⇒ Bor-Modifikationen
⇒ Bor-Wasserstoff-Verbindungen
⇒ Wade-Regeln
⇒ B-O-Verbindungen
⇒ Bor-Halogenid-Verbindungen
⇒ B-C-Verbindungen (Carborane)
⇒ B-N-Verbindungen
⇒ Lewis-Säure-Lewis-Base-Verhalten
⇒ MO-Beschreibungen der Bindungen, Bindungsordnungen
Vorlesungen 5-6:
14. Gruppe: Nichtmetallchemie der Elemente Kohlenstoff und Silicium
⇒ Eigenschaften und allgemeine Trends in der 14. Gruppe
⇒ Kohlenstoff-Modifikationen
⇒ Graphit-Einlagerungsverbindungen
⇒ Kohlenstoff-Halogenid-Verbindungen
⇒ CFC’s
⇒ Kohlenstoff-Chalkogen-Verbindungen
⇒ C-N-Verbindungen
⇒ Silicium-Modifikationen
3
⇒ Halbleiter-Eigenschaften
⇒ Si-O-Verbindungen
⇒ Si-H-Verbindungen
⇒ Si-C-Verbindungen
⇒ Si-N-Verbindungen
⇒ Si-Halogenid-Verbindungen
Vorlesungen 7-8:
15. Gruppe: Nichtmetallchemie der Elemente Stickstoff, Phosphor & Arsen
⇒ Eigenschaften und allgemeine Trends in der 15. Gruppe
⇒ Homopolyatomare-N-Verbindungen, Nitride und Azide
⇒ Pseudohalogen-Prinzip
⇒ N-O-Verbindungen, Umweltrelevanz
⇒ Bindungsverhältnisse in N-O-Verbindungen (VB, MO)
⇒ N-S- bzw. N-Se-Verbindungen
⇒ Anorganische Aromatizität
⇒ N-Halogenid-Verbindungen
⇒ N-H-Verbindungen
⇒ Modifikationen von Phosphor und Arsen
⇒ P-O- bzw. As-O-Verbindungen
⇒ P-Halogenid-Verbindungen
⇒ Berry-Pseudorotation
⇒ Oktett-Regel, 3c-4e-Bindungen (3-Zentren-4-Elektronen-Bindungen)
4
⇒ P-, As-Chalkogenide
⇒ P-, As-N-Verbindungen
⇒ Hypervalenz
⇒ Fluoridionen-Affinität/Lewis-Säure-Eigenschaften
Vorlesungen 9-10:
16. Gruppe: Nichtmetallchemie der Elemente Sauerstoff, Schwefel, Selen & Tellur
⇒ Eigenschaften und allgemeine Trends in der 16. Gruppe
⇒ Modifikationen der Chalkogene
⇒ Homopolyatomare O-Verbindungen
⇒ S-, Se- & Te-Kationen: Lewis-Strukturen, Aromatizität, Oxidation
⇒ S-, Se- & Te-Anionen
⇒ O-, S-, Se-, Te-H-Verbindungen
⇒ S-, Se-, Te-O-Verbindungen
⇒ S-, Se-, Te-N-Verbindungen Übersicht
⇒ O-Halogenid-Verbindungen
⇒ S-, Se-, Te-Halogenid-Verbindungen
⇒ d-Orbital-Beteiligung ?
5
Vorlesungen 11-12:
17. Gruppe: Nichtmetallchemie der Halogene
⇒ Eigenschaften und allgemeine Trends in der 17. Gruppe
⇒ Darstellung der Halogene
⇒ Strukturen der Halogene
⇒ Halogen-Anionen: Lewis-Strukturen, VSEPR, 3c-4e-Bindungen
⇒ Halogen-Kationen: Lewis-Strukturen, VSEPR
⇒ HX
⇒ Reaktivität von HX mit Glas
⇒ Supersäuren
⇒ Interhalogene
Vorlesungen 13:
18. Gruppe: Nichtmetallchemie der Edelgase
⇒ Eigenschaften und allgemeine Trends in der 18. Gruppe
⇒ Clathrate-Verbindungen
⇒ Xe-F-, bzw. Kr-F-Verbindungen: Lewis-Strukturen, VSEPR,
⇒ Xe-O- bzw. Xe-O-F-Verbindungen
⇒ Edelgas-Kationen: isoelektronische Analogien
⇒ Xe-C-Verbindungen
⇒ Xe-N-Verbindungen; nichtwässriges Lösungsmittel
6
Bucher
Nichtmetallchemie: sehr gutes Buch für Nichtmetallchemie
Inorganic Chemistry: Englisches Buch. Grundlagen und alle
Stoffchemie, die man braucht
Concepts & Models: nicht so gut für Stoffchemie aber guter
Konzepte-Teil
Moderne Anorg.
Fortgeschrittenes Buch, sehr detailliert,
Chemie:
sehr gut für die interessierteren
Studierenden
7
Konzepte und generelle
Trends im Periodensystem
(
nicht in allen Fällen)
↑ Elektronegativität
↓ Radien
↑ 1. IE →
und ↑
↑ KationenPolarisierungskräfte
(Gruppen 1 & 2)
↓ AnionenPolarisierbarkeit
(Gruppen 13 - 17)
8
Größe: Metall-Radius / Kovalenz-Radius
‚mit der gleichen (Valenz-) Elektronenkonfiguration innerhalb einer Gruppe steigt die Atomgröße mit
steigendem n’
Was ist der Radius ?
Kovalenz-Radius
metallische Elemente
⇒ Zeff. (Kernladungszahl)
⇒ Anomalien: d-Block-Kontraktion, f-Block-Kontraktion
⇒ Konsequenzen der rel. Größe von Atomen in Gruppen
9
Ionisierungsenergien: vertikale Trends
‚1. IE = minimale Energie, die nötig ist, ein Elektron eines Atoms in der Gasphase (in seinem Grundzustand)
zu entfernen’
⇒ Trends der 1. IE (a) innerhalb einer Gruppe, (b) innerhalb einer Periode
⇒ Einfluss der 1. IE auf die Element-Eigenschaften
⇒ d-Block-Kontraktion bzw. f-Block-Kontraktion (Trennungsproblem)
⇒ die Anomalie der 2. Periode
⇒ vgl. 1. IE vs. 2. IE usw.
10
Ionisierungsenergien: horizontale Trends
Die 1. IE ↑ innerhalb einer Periode, es gibt aber Anomalien:
⇒ Elektronen-Konfigurationen
⇒ e--e--Abstoßung
⇒ Die maximale Oxidations-Stufe und IE-Werte
Elektronen-Affinitäten: horizontale Trends
Anomalien:
ns2
+ e- →
ns2 np3 + e- →
O
ns2 np1
ns2 np4
O
O
N
⇒ reflektiert die beobachtete Tendenz bzgl. Anionen-Bildung
⇒ -ve-Wert (thermodynamisch)
⇒ ‚Elektronen-‚Sättigung’
N
Na+
O
O
O
11
-
Na
Elektronegativität
‚Elektronegativität: the power of an atom to attract electrons to itself’
⇒ Pauling-Skala *
⇒ Allred-Rochow-Skala
⇒ Mulliken-Skala
⇒ spektrochemische Skala (Edelgase)
Warum ist die Elektronegativität wichtig ?
⇒ weil die chemischen und physikalischen Eigenschaften von
Verbindungen stark von den Fähigkeiten der beteiligten
Atome, Elektronen an sich heranzuziehen, abhängen.
Trends bei der Elektronegativität:
(i)
↓ nach unten in einer Gruppe (beobachtete Anomalien: d-Block-Kontraktion, f-BlockKontraktion)
(ii)
Δχ am größten zwischen den Perioden 2 und 3
(iii)
↑ innerhalb einer Periode, weil Zeff. ↑ und Atom-Radius ↓
Unterschiedliche Elektronegativitäten beeinflussen Bindungs-Polaritäten
⇒ Dipol-Momente
⇒ Ionischer Anteil der Bindung
⇒ Reaktivitäten
12
Der Ursprung des Elektronegativitäts-Konzeptes
⇒
Fourcroy, 1789, Elements of Chemistry and Natural History:
Er bezog die Stärke der chemischen Affinität auf den Grad des chemischen Unterschieds zwischen den
Edukten.
⇒
David A. Wells, 1858 in Principles and Applications of Chemistry
7 Gesetze der chemischen Affinität, drei von diesen sind:
(i)
(ii)
(iii)
⇒
Chemical affinity is only exerted between dissimilar substances
Generally speaking, the greater the difference in the properties of
bodies, the greater is their tendency to enter into chemical combination.
Between bodies of a similar character, the tendency to union is feeble.
Chemical affinity occasions an entire change in the properties of the substances acted upon.
Avogadro (1809) gründete die Oxigenitäts Skala
Je größer der Abstand von zwei Substanzen auf der
Oxygenitäts-Skala ist, desto größer ist ihre chemische Affinität.
Electronegativity from Avogadro to Pauling, W. B. Jensen, J. Chem. Ed., 73, 1996, 11.
13
Die Pauling-Elektronegativität
⇒ empirisch
⇒ basiert auf thermochemischen Daten
⇒ nicht so gut für Übergangsmetalle
⇒ der Wert für ein Element muss definiert werden
⇒ keine Einheit
⇒ die Elektronegativität ist experimentell nicht messbar
⇒ die Pauling-Skala ist nur qualitativ, nicht quantitativ
⇒ in der Pauling-Skala ist F das elektronegativste Element.
⇒
Warum ist die Bindungsenergie in ClF (255 kJ mol-1) deutlich größer als in Cl-Cl (242 kJ mol-1) oder
F-F (153 kJ mol-1) ?
⇒ Pauling definiert diese extra stabilisierende Bindungsenergie in Cl-F vgl. Cl2 oder F2 als ‘Ionische
Resonanzenergie, Δ’
⇒
Je größer der Beitrag einer ionischen Struktur ist, desto mehr Resonanz existiert und umso größer ist
die Stabilisierungsenergie Δ.
⇒
Wie kann man die Ionische Resonanzenergie Δ berechnen ?
⇒
Von Δ zur Elektronegativität ? :
L. Pauling in The Nature of the Chemical Bond, 3rd edn., Cornell University Press, 1960
14
Die Mulliken-Elektronegativität
⇒ basiert auf IE, EA, Hybridisierung
⇒ Die Mulliken-Elektronegativität steigt ↑ mit steigendem ↑ s-Charakter
Hybridisierung/
Elektronegativität
sp
sp2
sp3
Kohlenstoff
Stickstoff
3.29
4.67
2.75
3.94
2.48
3.68
⇒ χMulliken sp
χMulliken sp2
χMulliken sp3
⇒ In Kürze:
Hoher s-Charakter Æ hohe IE Æ höhere Mulliken-Elektronegativität
Zusmmenfassung:
⇒ Pauling: Die Elektronegativität χ basiert auf der Differenz in den Bindungsenergien und enthält auch
einen ionischen Resonanz-Faktor.
⇒ Mulliken: Die Elektronegativität χ ist der Mittelwert zwischen IE und EA und berücksichtigt auch
Hybridisierungs-Effekte
Principles in Inorganic Chemistry, J. A. Huheey, 3rd edn., Pergamon Press, 1999.
15
Dipol-Momente
Ein elektronischer Dipol besteht aus zwei gleichen, aber entgegengesetzt gerichteten Ladungen +q and –q im
Abstand r. Das Dipolmoment ist ein Vektor der Größe μ = qr, der von der +ve zur –ve Ladung gerichtet ist.
In einem heteronuklearen, diatomaren Molekül, Δχ bewirkt eine unsymmetrische Ladungsverteilung und ein
daraus resultierendes Dipolmoment.
Beispiele:
Verbindung
Br2
BrCl
BrF
μ/D
0
0.52
1.42
Δχ
0
0.1
0.4
Verbindung
NH3
PH3
AsH3
μ/D
1.47
0.57
0.20
Verbindung
NF3
PF3
AsF3
Cl
Py
Cl
Cl
Wodurch kann das Dipolmoment beeinflusst werden ?
Sn
⇒ Δχ der beteiligten Atome
Cl
Cl
⇒ anwesende Bindungs-Typen
Py
⇒ geometrische Anordnung der Bindungen (cis-/trans-Isomere)
trans-[SnCl4(py)2]
⇒ freie Elektronen-Paare
μ/D
0.24
1.03
2.59
Cl
Py
Sn
Cl
Py
Cl
cis-[SnCl4(py)2]
16
Kovalente / ionische Bindungen: Elektronegativitäts-Betrachtungen
Die Bindungen in Molekülen werden von den Anziehungskräften der an der Bindung beteiligten Atome
stark beeinflusst. Extreme Beschreibungen sind auf der einen Seite „kovalent“ und auf der anderen „ionisch“
polar-kovalent
kovalent
A
⇒ symmetrische
Elektronen-Dichte
⇒ Elektronen-Dichte
nicht symmetrisch
entlang der
Bindungs-Achse
verteilt
⇒ weniger ElektronenDichte entlang der
Bindungs-Achse.
⇒ Elektronen-Dichte
symmetrischer um die
Kerne angeordnet
⇒ ‚Ideale ionische
-Bindung’:
⇒ Elektronen-Dichte
um jeden Kern ist
hoch und sphärisch, aber
niedrig zwischen den
Ionen
B
polar-ionisch
ionisch
17
Kovalente / ionische Bindungen: Polaritäts-Betrachtungen
Die Elektronenwolken, die die Kerne umgeben, können durch elektrostatische Felder, die durch elektrische
Ladungen an den Nachbar-Atomen stammen, gestört werden.
Beeinflusst von:
(i) Volumen des Ions
(ii) Elektronen-Dichte-Wahrscheinlichkeit
(iii) Ladung
⇒ Polarisierbarkeit (Anionen)
⇒ Polarisierungskräfte (Kationen)
Anion
FClBrI-
Polarisierbarkeit
13
37
47
69
Kation
PolarisierungsKräfte
52
24
11
8
6
Li+
Na+
K+
Rb+
Cs+
18
HSAB – Harte und weiche Säuren und Basen
Der Einfluss der Polarisierbarkeit:
⇒ Harte Säuren und Basen halten ihre Elektronen sehr fest, so dass sie nicht leicht polarisiert werden
können.
⇒Weiche Säuren und Basen halten ihre Elektronen nicht so fest, so dass ihre Elektronenwolken leichter
polarisiert werden können.
Harte Säuren
Grenzfälle Säuren
Weiche Säuren
H+, Li+, Na+, K+, Be2+, Mg2+, Ca2+,Sr2+,
BF3, Al3+, AlCl3, Mn2+, Cr3+, CrVI,
MnVII, MoVI, WVI, Sc3+, La3+, Ce3+,
Ti4+, Hf4+, VO2+, UO22+, Th4+, SO3
B(CH3)3, Fe2+, Co2+, Ni2+, Cu2+, Zn2+,
Ru2+, Rh2+, Sn2+, Sb3+, Rh3+, Ir3+, Pb2+,
Bi3+
(BH3)2, GaCl3, GaBr3, GaI3, Cu+,
Co(CN)53-, Ag+, Cd2+, Pt2+, Pt4+, Au+,
Hg22+, Tl+,
Harte Basen
Grenzfalle Basen
Weiche Basen
-
-
-
-
2-
-
CH3CO2-
O2 , OH , F , Cl , CO3 , NO3 ,
PO43-, SO42-, ClO4-, H2O, ROH, RO ,
R2O, NH3, RNH2, N2H4
-
-
N2, NO2 , C6H5NH2, N3 ,
SO32-, Br-, SCN-
H-, R-, CN-, I-, C2H4, RNC,
CO, R3P, (RO)3P, R3As, RSH,
R2S, RS-, S2O32-
Pearson: Eine harte Säure bevorzugt mit einer harten Base zu kombinieren, und eine weiche Säure
bevorzugt eine weiche Base.
Hart-Hart-Wechselwirkungen sind überwiegend ionischer (elektrostatischer) Natur.
Weich-Weich-Wechselwirkungen sind überwiegend kovalenter Natur, daher ‘Grenzorbital’-kontrolliert.
19
Orbital-Energien und Überlappungen
⇒ Hauptquantenzahl vs. Größe der Valenzorbitale
⇒ s-Orbital-Kontraktion relativ zur p-Orbital-Kontraktion innerhalb eine Gruppe
⇒ Einfluss auf die beobachteten Oxidationsstufen innerhalb einer Gruppe
⇒ Anomalien besonders in der 13. Gruppe
Element
C
Si
Ge
Sn
Pb
Schmelzpunkt-Trends innerhalb der Gruppen:
⇒ Anomalien = die 16., 17. Gruppe
⇒ van der Waals-Wechselwirkungen
⇒ Polarisierbarkeit der Moleküle
Element
Li
Na
K
Rb
Cs
rmax (ns) / Ǻ
0.65
0.95
0.95
1.10
1.07
rmax (np) / Ǻ
0.64
1.15
1.19
1.37
1.40
mpt. / °C
181
98
64
39
29
Element
F2
Cl2
Br2
I2
Unterschied / Ǻ
0.01
0.20
0.24
0.27
0.33
mpt. / °C
-219
-101
-7
114
20
Trends bei den Bindungsenergien
⇒ Mittlere Bindungsdissoziations-Energien D(E-X) ↓ nach unten in der Gruppe, falls keine freien
Elektronenpaare an X
⇒ D(E-X) hängen ab von der Valenz von E
Keine freien Elektronen-Paare am Zentral-Atom E:
E-H
C-H
Si-H
Ge-H
Sn-H
D(E-H)
(kJ mol-1)
416
322
288
253
E-H
N-H
P-H
As-H
Sb-H
D(E-H)
(kJ mol-1)
391
322
297
257
E-H
O-H
S-H
Se-H
Te-H
D(E-H)
(kJ mol-1)
463
367
317
267
E-H
F-H
Cl-H
Br-H
I-H
D(E-H)
(kJ mol-1)
571
432
366
298
Einfluss der Koordinationszahl auf die Bindungsenergien:
E-X
P-F (PF3)
P-F (PF5)
D(E-H)
(kJ mol-1)
490
461
E-H
P-Cl (PCl3)
P-Cl (PCl5)
D(E-H)
(kJ mol-1)
323
257
E-H
S-F (SF2)
S-F (SF4)
S-F (SF6)
D(E-H)
(kJ mol-1)
367
339
329
21
Trends bei den Bindungsenergien
E in E-X wird schwerer
X in E-X
wird
schwerer
E-X
P-F
P-Cl
P-Br
D(E-H)
(kJ mol-1)
490
322
263
E-X
As-F
As-Cl
As-Br
D(E-H)
(kJ mol-1)
487
309
256
E-X
Si-F
Si-Cl
Si-Br
D(E-H)
(kJ mol-1)
597
400
330
E-X
Ge-F
Ge-Cl
Ge-Br
Ge-I
D(E-H)
(kJ mol-1)
471
340
281
214
⇒ Diffuse Orbitale / Überlappung
⇒ Valenz des Zentralatoms
⇒ Koordinationszahl / sterische Überfüllung
⇒ 3-Zentren-4-Elektronen-Bindungen
Anomalie in der 2. Periode:
⇒ isolierte Allotrope der p-Blocks mit Mehrfachbindungen
⇒ Elemente der 2. Periode zeigen ↓ Tendenz für maximale Gruppen-Valenz
⇒ Elemente der 3. Periode zeigen oft ↑ Labilität für nukleophile Substitution
22
Analogiebetrachtungen
isoster:
Eigenschaften
mpt. / °C
bpt. / °C
Löslichkeit in H2O
(L gas / L H2O)
Standard state
Farbe
die Verbindungen haben die gleiche Zahl von Atomen, Elektronen und GesamtLadung
CO
68
82
0,033
N2
63
77
0,023
CO2
217
195
1,710
N2O
182
184
1,305
Gas
farblos
Gas
farblos
Gas
farblos
Gas
farblos
isoelektronisch:
Spezies mit der gleichen Gesamt-Zahl an Elektronen; verschiedene GesamtLadungen sind möglich
valenz-isoelektronisch:
Spezies mit der gleichen Anzahl von Außen-(Valenz)-Elektronen; verschiedene
Gesamt-Ladungen sind möglich; Elemente verschiedener Perioden sind
möglich.
isolobal:
Zwei Fragmente sind isolobal, wenn die Anzahl, Symmetrie, Energie und Form
der Grenz-Orbitale und ihre Elektronenzahl ähnlich (vergleichbar) sind.
23
Analogiebetrachtungen
⇒ isostöchiometrisch: gleiche Summenformel
⇒ isotope: Nuklide mit gleicher Protonenzahl, aber verschiedener Neutronenzahl
⇒ isobare: Nuklide mit gleicher Nukleonenzahl, aber verschiedener Protonenzahl
⇒ Mischelemente: Elemente bestehen aus mehreren Isotopen, die in unterschiedlicher Häufigkeit
vorkommen
⇒ Reinelemente: Elemente bestehen in ihrem natürlichen Vorkommen aus nur einer Nuklid Sorte.
⇒ Hydridverschiebungssatz: Durch Addition von x Wasserstoffatomen (x = 1, 2, 3....) bekommt ein Atom
die Eigenschaften des Elementes mit einer um x höheren Ordnungszahl als es selbst.
⇒ Cyanidverschiebungssatz: Durch Addition von x Cyanid-Gruppen (x = 1, 2, 3....) bekommt ein Atom
die Eigenschaften des Elementes mit einer um x höheren Ordnungszahl als es selbst.
⇒ Beispiele
⇒ Nützlichkeit der Betrachtungen
⇒ Ähnliche chemische Eigenschaften
⇒ Unterschiede zwischen ‚Iso-Betrachtungen’
⇒ Grenzen solcher Betrachtungen
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Oxidations-Zahlen
⇒ Bei Atomen in kovalenten Molekülen spielt die Elektronegativität eine wichtige Rolle.
⇒ Die Oxidations-Zahlen werden erhalten, indem die bindenden Elektronen ganz dem
elektronegativeren Atom zugeordnet werden. Dann wird die Ladung des ‘Pseudo-Ions’
abgezählt.
⇒ Kein „Teilen“ von Elektronen wird berücksichtigt.
⇒ Gemeinsame Elektronen werden dem elektronegativeren Atom zugeordnet.
⇒ Ein Atom kann mehrere Oxidationsstufen besitzen.
⇒ In homonuklearen, diatomaren Molekülen ist die Oxidationsstufe 0 (z. B. N2)
⇒ Die Summe aller Oxidationsstufen in neutralen Molekülen ist = 0
Oxidationsstufe: Gemeinsame Elektronen werden dem elektronegativeren Atom zugerechnet.
Formalladung: Gemeinsame Elektronen werden zu gleichen Teilen beiden bindenden Atomen
zugerechnet, unabhängig von der Elektronegativität.
Formalladung
Einige Regeln:
⇒ Die positive Ladung auf einem Atom ist die Zahl der Elektronen, die es weniger besitzt als im neutralen
Zustand.
⇒ Die negative Ladung auf einem Atom entspricht der Zahl der Elektronen, die das Atom mehr als im neutralen
Zustand besitzt.
⇒ Die Summe aller Formalladungen in einem neutralen Molekül ist = 0
⇒ Die Summe aller Formalladungen in einem Ion = Ladung des Ions.
25