Hybridorbitale - Molekülgestalt

[Gast]

Hallo,

Ich hab ein kleines Problem bei sp2 (Summe der Elektronenpaare 3).
In meinem Skript steht als Beispiel für den Verbindungstyp ZL3 (Z=Zentralatom, L3=3 bindende Elektronenpaare) NO3- und CO3 2-

NO3-
Wie erklärt sich die Verbindung/die Hybridorbitale?
Das einzige was für mich Sinn gemacht hat war: N hat laut Lewis die Bindigkeit 3. 3 Bindungen geht N mit O ein, davon eine Doppelbindung (die ist aber gleich zu behandeln wie eine Einfachbindung?)
So ist das N zwar die 3 Bindungen eingegangen aber bei 1 Doppelbindung und 2 Einfachbindungen sind 4 Valenzelektronen verbraucht.
Was passiert mit dem fünften? (N hat ja 5 VE)
Wie baue ich die negative Ladung ins ganze ein?

CO3 2-
Beim CO3 2- funktionierts, da das C mit einem O eine Doppelbindung eingeht und mit den restlichen 2 O jeweils eine Einfachbindung. Somit sind es 4 VE die die erforderlichen 3 Elektronenpaare erbringen.
RICHTIG?
Wie baue ich die 2fach-negative Ladung ins ganze ein?

UND DIE LETZTE FRAGE:
Wie erklärt sich beim Verbindungstyp :ZL2 (2 bindende Elektronenpaare, 1 freies Elektronenpaar) das Beispiel Ozon (O3)?

ICH DANKE VIELMALS IM VORAUS FÜR EURE HILFE

lg

[alpha]

Sowohl fuer CO3(2-) als auch fuer NO3(-) ist auch die Oktettregel ganz nuetzlich.
Ein einfach gebundenes Sauerstoffatom brauch noch drei Elektronenpaare um auf 8 Elektronen zu kommen und bekommt deshalb eine negative (Formal-)ladung.

Der Stickstoff waere ebenfalls gerne von acht Elektronen umgeben - muesste also im NO3(-) einmal eine Doppelbindung und zweimal eine Einfachbindung eingehen und bekommt eine (Formal-)ladung von +1.

Insgesamt ist es ein guter Ansatz zuerst die zur Verfuegung stehenden Valenzelektronen+Ladung des Molekuels zu berechnen um zu sehen wieviele Elektronen(paare) du insgesamt verteilen musst.

Beim Ozon machst du es genau gleich wie bei allen anderen und wirst feststellen, dass das O in der Mitte eine postive Formalladung hat und eines der anderen beiden eine negative.

Gruesse
alpha