Chemie 1

die Verteilung der Elektronen eines Atoms auf die verschiedenen Orbitale

> die Konfiguration für den Grundzustand (der energieärmste) für die ersten 18 Elemente sind ableitbar:

die Elektronen nehmen die Schalen nach steigendem n - und innerhalb der Schalen nach steigendem l-Wert ein.

gitl ab p-Orbitalen

sie ist eine Folge der negativen Ladung von Elektronen und bedeutet, dass bei der Besetzungswahl zwischen verschiedenen energetisch gleichwertigen Orbitalen verteilen sie sich erst auf die gegebenen unbesetzten Orbitale; dort haben sie den selben Spin;

sind alle Orbitale mit einem Elektron besetzt, so paaren sie sich > mit entgegengesetztem Spin 

Substanzen in denen ungepaarte Elektronen vorhanden sind; sie werden stark in ein Magnetfeld hineingezogen

die ANzahl der ungepaarten E. kann mit magnetischen Messungen ermittelt werden: die Stärke des Magnetismus hängt von der Zahl ungepaarter E. ab

dazu tragen bei:

> der Spin (bedeutender)

>und die Bahnbewegung der ungepaarten E.

alle Elektronen der Substanz sind gepaart; sie werden schwach von Magnetfeldern abgestossen

bei Paramagnetismus ist immer auch Diamagnetismus vorhanden!! wird jedoch vom stärkeren PM überlagert

Wird eine Subastanz in ein Magnetfeld geführt, werden in den Atomen elektrische Ströme induziert, bzw die Bewegung der Elektronen in den Atomen wird beeinflusst.

> Lenz: ein induziertes Magnetfeld ist immer dem äusseren Magnetfeld entgegengesetzt

details siehe Hundregel

die Elektronenkonfiguration ändert sich ausgehend vom Wasserstoffatom von Element zu Element;

hierbei wird die Kernladung um jeweil eine positive Ladung erhöht und der Elektronenhülle ein neues Elektron hinzugefügt.

>>> hier gilt laut Pauli das Aufbauprinzip: jedes neu hinzutretende Elektron besetzt das energetisch am tiefsten liegende, noch verfügbare Orbital

energetisch gleichwertig sind alle Orbitale der selben Unterschale. Orbitaler verschiedener Unterschalen der selben Schale unterscheiden sich jedoch.

für eine gegebene Hauptquantenzahl n steigen die Energien in dieser Reihenfolge:

s < p < d < f

> x Elektronen werden nacheinander in die Orbitale mit zunehmender Energie gegeben > pro Orbital höchstens 2 (Pauli)

>falls mehrere Orbitale mit der selben Energie zur verfügung stehen: Hundsche Regel > erst werden alle dieser Orbitale einfach besetzt mit Elektronen mit gleichem Spin

das Aufbauprinzip führt periodisch zu analogen Elektronenkonfigurationen und damit zu ähnlichem chemischem Verhalten

vollbesetzte Valenzschale (mit 8 Elektronen) > Edelgaskonfiguration

Valenzelektronen in nur teilweise gefüllter Schale > chemisches Verhalten

es sind nur voll besetzte Unterschalen vorhanden

diese Elemente sind nur wenig chemisch reaktiv

Edelgase: 

>stehen am Ende jeder Periode in Gruppe 0

>bilden farblose Gase aus Einzelatomen

>diamagnetisch (schwache magnetische Abstossung, alle El. gepaart)

>keine chemischen Reaktionen nur unter drastischen Bedingungen

>alle haben Elektronenkonfiguration ns²np⁶ (ausser Helium : 1s²)

Bei Ionenbildungen gilt: die Bildung von Ionen mit Edelgaskonfiguration ist in der Rgel energetisch begünstigt; es werden aber nie mehr als 3 Elektronen abgegeben oder aufgenommen weil der dafür nötige Energiebetrag nie zur Verfügung stünde; >>> Ionen mit Edelgaskonfiguration haben entweder die Konfiguration des Heliums (s²-Ionen mit H^- , Li⁺, Be²⁺) oder mit konfiguration s² p⁶ (s² p⁶-Ionen) ODER d¹⁰-Ionen (obwohl diese Metalle keine s p Konfiguratioen erreichen können geben sie wie in diesem Beispiel El. ab: (Zn)...3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s²  >>> (Zn²⁺)....3s² 3p⁶ 3d¹⁰ + 2e^- )

>Metalle und Nichtmetalle

>unterscheiden sich in weiten Grenzen bez. chemischer und physikalischer Eigentschaften

>manche diamagnetisch, manche paramagnetisch

>Verbindungen meist diaamagnetisch und farblos

>alle Schalen ausser der Valenzschale voll besetzt 

>Zahl Elektronen Valenzschale = Hauptgruppennummer

>Zahl Valenzelektronen beherrscht chemische Eigenschaften

oder Nebengruppenelemente / Übergangselemente

>das letzte hinzugekommene Elektron ist immer ein d-Elektron einer inneren Schale

>chemische Eigenschaften hängen ab von den zwei äussersten Schalen

>dementsprechend zählen die d-Elektronen der zweitäussersten Schale mit zu Valenzelektronen

>alle Metalle, die meisten paramagnetisch

>viele Verbindungen sind paramagnetisch und farbig

Beispiel:

(Z19) .....3s² 3p⁶ 4s¹   (obwohl 3p Orbitale noch verfügbar sind! die 4s Orbitale sind energetisch tiefer)

(Z20) .....3s² 3p⁶ 4s²    (< also erst 4s Orbitale)

(Z21) .....3s² 3p⁶ 3d¹ 4s²  bis  (Z30) ..... 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s²   ( < dann Einschub der 3d Orbitale)

(Z31) .....3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p¹     (< und schliesslich die p Orbitale)

innere Übergangselemente

>6. bzw. 7. Periode folgen den Elementen Lanthan bzw. Actinum

>das nach dem Aufbauprinzip zuletzt hinzukommende El. besetzt die vorvorletzte Schale

>die Elektronen der 3 äusseren Schalen sind Valenzelektronen, von ihnen hängen die chemischen Eigenschaften des Elements ab

>alle sind paramagnetische Metalle 

>ihre Verbindungen sind paramagnetisch und überwiegend farbig

>Atomradius = pm

>eine der periodischen Eigenschaften der Elemente (so wie Elektronenaffinität und Ionisierungsenergie)

>hängt von der Bindungsart ab

>Grössenerfassung m.H. von Atomradien (unterschieden wird in Kovalenzradien, metallische Atomradien, Ionenradien und van-der-Vaals-Radien)

>Metallatome geben geben Elektronen ab und werden zu Kationen

>Nichtmetall-Atome nehmen Elektronen auf und werden zu Anionen

>>treibende Kraft zum Aufbau von Ionenverbindungen: 

elektrostatische Anziehung zwischen positiv und negativ geladenen Ionen

>> diese führt zu Bildung eines Ionenkristalls unter Freisetzung der Gitterenergie

>berechnung der Gitterenergie: m.H. des Born-Haber-Zyklus aus experimentell bestimmbaren Enthalpiewerten

>in den Kristallen sind Anionen alg. grösser als Kationen

>berechnung der Radien aus den Abständen zwischen den Ionen

>Kationen sind kleiner als die Atome aus denen sie entstehen (geben El. ab)

>Anionen sind grösser als die Atome aus denen sie entstehen (nehmen El. auf)

>Bein Benennung einer Ionenverbindung: ERST Nennung des Kations, dann des Anions

>>> Name des einatomigen Kations = Name des Elements & ggf Zahl der Ladung in Klammer dahinter

>>> Name von einatomigen Anion = lateinischer name des Elements & Endung -id

minimale Energie zur Entfernung eines Elektrons aus dem Grundzustand eines Atoms in der Gasphase

>zählt zu den Periodischen Eigenchaften

E (g)   >>>  E⁺(g)+ e^-(g)        Notwendige Energe = l₁

1)Ionenbindung: Elektronen von Atomen der einen Sorte gehen auf Atome einer anderen Sorte über 

>die Atome eines der reagierenden Elemente geben El. ab >> werden pos. geladene Ionen = Kationen

>die Atome des anderen Elements nehmen diese El. auf und werden negativ geladene Ionen

>>> diese elektrostatische Anziehung hält die entgegengesetzt geladenen Ionen zusammen

2)kovalente Bindung: Atome teilen sich gemeinsam Elektronen;

>eine einfache kovalente Bindung besteht aus einem Elektronenpaar, das zwei Atomen gemeinsam gehört

>>> Moleküle bestehen aus Atomen die über kovalente Bindungen miteinander verknüpft sind!!

3)metallische Bindung: tritt bei Metallen und Legierungen auf; 

>zahlreiche Atome sind zusammengefügt von denen jedes eines oder mehrere Aussenlektronen zu einem Elektronengas beisteuert

>> dieses Elektronengas besteht aus einer sehr grossen zahl delokalisierter Elektronen, die ALLEN Atomen gleichzeitig gehören und diese zusammenhalten

>> die Elektronen eines Elektronengases können sich frei durch die Gesamtstruktur bewegen

Affinität im chem. Sinne: Anziehungskraft; es geht um das Aufnehmen von Elektronen oder spezieller: Um die dabei umgesetzte (benötigte oder freigesetzte) Energie.

erste Elektronenaffinität: 

ist die Energie, die bei der Bildung eines Anions (Aufnahme eines Elektrons) aus einem neutralen Element in der Gasphase und einem Elektron umgesetzt wird / die frei wird. >> wegen der AUFNAHME eines Elektrons entsteht dabei ein negativ geladenes Anion, Energie wird frei und das Vorzeichen ist negativ.

(zweite Elektronenaffinität: 

ein einfach negatives Ion nimmt ein Elektron auf; die dabei umgesetzte Energie muss aufgewandt werden wegen der Abstossung des negativen ions und des negativen Elektrons; Bei der Enegriebilanz haben zweite Elektronenaffinitäten also eine positive Energiebilanz (positives Vorzeichen weil Energie aufgewnd wird) im Gegensatz zu ersten Energiebilanzen

bei Gesamtenergieberechnung eines mehrfach negativ geladenen Ions müssen alle Elektronenaffinitäten samt Vorzeichen berücksichtigt werden!!

ein kleines Atom hat im allgemeinen eine grössere Tendenz, Elektronen aufzunehmen, da das zusätzliche Elektron im Mittel dem positiven, anziehenden Atomkern näher; 

Es besteht eine Abnahme der Atomradien innerhalb der Perioden von links nach rechts; 

>>> dieser Richtung gibt es also immer negativer werdende Werte für die Elektronenaffinität

MIT AUSNAHMEN: 

zum Beispiel (vollbesetzte 2s Unterschale), C (halbbesetzte 2p Unterschale) und Neon (alle Unterschalen voll besetzt)

>>> weil diese Elemente über relativ stabile Elektronenkonfigurationen verfügen, nehmen sie nicht so leicht Elektronen auf.

Allgemein ist in jeder Periode das Element der 7. Hauptgruppe das mit der höchsten Elektronenaffinität (da es nur ein Elektron von der Edelgaskonfiguration entfernt ist)

>Valenzelektronen der Hauptgruppenelemente gehen Bindungen ein (bei den Hauptgruppenelementen sind die Valenzelektronen nur die der Aussenschale! die Zahl der Valenelektronen entspricht der Hauptgruppennr.)

> bei Na+Cl- gibt Natrium sein V.Elektron ab, das Chlor-Atom nimmt es auf

>Na-Atom hat nur noch 10 Elektronen aber 11 Protonen im Kern >> Ladung 1+

>Clor-Atom hat nun ein Elektron mehr als Protonen im Kern >> Ladung 1-

>Verhältnis 1:1 (abgegebene und aufgenommene Elektronen) >> Anordnung zu Kristall

>in diesem Kristall ist jedes Na-Ion umgeben von Cl-Ion als nächstem Nachbarn und umgekehrt (Zahl der nächsteen Nachbarionen um ein Ion = Koordinationszahl)

>>>wegen dieser entgegengesetzten Ladung jedes Nachbarions überwiegen im Ionenkristall die Anziehungskräfte gegenüber den Abstossungskräften

>>> die Nettoanziehung hält den Kristall zusammen und ist das Wesen der Ionenbindung

>>>!!! beim Aufbau eines Ionenkristalls wir immer Energie freigesetzt (Gitterenergie)! die Verdampfung des Kristalls zu einem aus Ionen bestehenden Gas erfordert umgekehrt die Zufuhr des genauselben Energiebetrages

(delta H_Gitt = -788 kJ/mol; delta H = +788 kJ/mol)

eine reine Ionenbindung besteht aus einem Metall mit sehr niedriger Ionisierungsenergie (notwendige Energie zur Abgabe eines El. sehr niedrig) und einem Nichtmetall mit hoher Tendenz zur Elektronenaufnahme! (zb Cs⁺ und F^- > CsF)

bei Na+Cl- hat das Na-Ion die selbe Elektronenkonfiguration wie ein Neon-Atom und das Cl-Ion die selbe wie ein Argon-Atom >> Natrium-ion ist isoelektronisch mit Neonatomen und das Chlor-ion isoelektronisch mit Argonatomen

>die Kationen (hier Na+) sind isoelektronisch mit dem vorangehenden Edelgas (Neon)

> die Anionen (Cl-) sind isoelektronisch mit dem nächsten Edelgas (Argon)

beim Aufbau eines Ionenkristalls wir immer Energie freigesetzt (Gitterenergie)! die Verdampfung des Kristalls zu einem aus Ionen bestehenden Gas erfordert umgekehrt die Zufuhr des genauselben Energiebetrages 

(delta H_Gitt = -788 kJ/mol; delta H = +788 kJ/mol)

zur Bestimmung dieser Gitterenergie dient der Born-Haber-Kreisprozess:

>Sublimation der Kationen ( (g) > (s) )

>Ionisierung der Kationen  ( X (g) > X⁺ (g) + e^- )

(>ggf zweite Ionisierung bei Ladung 2+  ( X⁺ (g) > X²⁺(g) ) )

>Dissotioation der Anionen   (0,5 Y (g) > Y(g) )

>Elektronenaffinität der Anionen  (Y (g) + e^- > Y^- (g) )

Bindungsenthalpie minus die Summe der obigen Enthalpien >>>> Gitterenergie!! 

oder Summe der obigen Enthalpien plus die Gitternenergie >>>> Bindungsenthalpie!!!

Basis: Satz von Hess (Reaktionsenthalpie einer chem. R. ist unabhängig von der Anzahl Teilreaktionen in der Summe immer gleich)

der Betrag der Gitterenergie hängt allgemein von 2 Faktoren ab:

1: Ladung der Ionen (je höher die Ladung, desto grösser der Betrag der Gitterenergie)

2: grössse der Ionen (je näher zwei entgegengesetzt geladene Ionen aneinander kommen desto grösser wird die Anziehungskraft >> Kristalle aus kleinen Ionen haben deswegen einen höheren Betrag für die Gitterenergie)

Der Kovalenzradius oder kovalente Radius r_kov ist der halbe Abstand zweier kovalent gebundener Atome eines Elements.

Die Angabe erfolgt in Picometer pm oder Ångström Å [1Å = 100 pm].

der Ionenradius eines Anions ist immer grösser als der Kovalenzradius des Elements

>>> die Aufnahme von Elektronen erhöht die Abstossung der Elektronen untereinander, die Valenzschale wird aufgebläht; Ionenradien von Anionen liegen in der gleichn Grössenordnung wie die zugehörigen Van-der-Vaals Bindungen  

bestehen aus mehreren Atomen, die durch kovalente Bindungen miteinander verbunden sind

Nomenklatur:

Mehratomige Kationen (positive Ladung) in denen Wasserstoff (H) gebunden ist, enden auf -onium (zb Ammonium)

bei mehratomigen Kationen in denen die H-Atome durch Gruppen substituiert sind (bedeutet in einer mehrfach vorhandenen Gruppe gebunden sind und durch diese ersetzt) >> hier wird der Gruppe ein grischisches Zahlwort vorangestellt (zb Tetramethylammonium siehe Bild)

die meisten einatomigen Kationen (positive Ladung) werden von Metallatomen gebildet 

>wird von einem Metall nur EINE Sorte Kationen gebildet (nur eine Ladung) wird der deutsche Name des Metalls auch für das Ion verwendet (zb Na⁺ > Natrium-ion)

>Bei Metallen die mehrere Kationen unterschiedlicher Ladungen bilden, wird die Ladung durch eine römische Zahl in Klammern dem deutschen Namen folgt (zb Cu⁺ = Kupfer(1+)- oder Kupfer(I)-Ion    und     Cu²⁺ = Kupfer(2+)-oder Kupfer(III)-Ion

einatomige Anionen (negative Ladung) werden von Nichtmetallatomen gebildet

>sie erhalten den lateinischen Namen des Element mit der Endun -id (zb Cl^- = Chlorid; O^2- = Oxid) ; auch die Namen einiger mehratomiger Anionen enden auf -id

>mehratomige Anionen enden aber auch auf -it, und -at

bestehen aus dem Namen der Kationen (pos., Metalle) gefolgt vom Namen des Anions (neg., Nichtmetallisch) zb Eisen(III)-oxid, Blei{II)-carbonat oder Silberphosphat)

zur Erinnerung: bei Ionenbindungen gehen Elemente der Hauptgrupen Bindungen ein; es binden sich Metallatome (geben Elektron ab) mit Nichtmetallen (nehemen Elektronen auf) 

>>> bei Wechselwirkung zwischen Nichtmetallen kommt es nicht zu einer Elektronenübertragung, da beide beteiligten Atome die Tendenz haben, Elektronen aufzunehmen (um zur Edelgaskonfiguration zu kommen) 

>>>anstatt dessen binden sie über Elektronen aneinander, die ihnen dann gemeinsam gehören!!

Eine kovalente Bindung besteht aus einem paar von Elektronen, das zwei Atomen gemeinsam angehört,

in einem Molekül werden alle Atome durch kovalente Bindungen zusammengehalten

Bsp Wasserstoff H:

jedes der zwei bindenden H-Atome hat ein Elektron (gleichmässig/symmetrisch auf ein orbital, verteilt) 

>kommen die zwei Atome zusammen überlappen sich die Atomorbitale und in diesem Bereich zwischen den Atomkernen herrscht eine höhere negative Ladungsdichte >> diese zeiht die positiv geladenen Atomkerne an

>auch in dieser gemeinsamen Elektronenwolke gilt das Pauli-Prinzip > die zwei El. müssen entgegengesetzten Spin haben!

>> durch dieses gemeinsame Elektronenpaar (H - H oder H : H), das eigentliche dem Molekül als ganzes angehört, sind aber beide Wasserstoffatome an zwei Elektronen beteiligt >>> also haben sie die Edelgaskonfiguration

eine Reine Kovalenzbindung tritt NUR zwischen zwei gleichen Elementen auf!! (zb F₂ oder H₂)

oder Valenzstrichformel

schreibweise der Molekülsttrukturen

>jeder Bindungsstrich zwischen 2 Atomsymbolen = ein gemeinsames Elektronenpaar (kovalente Bindung, da Molekül!!) 

>die übrigen nicht an Bindungen beteiligten Valenzelektronen werden ebenfalls um das Atomsymbol herum als Strich (Paar) oder Punkt (Einzelelektron) geschrieben

>>>betont das Ziel, Edelgaskonfiguration zu erreichen (beim Wasserstoff-Atom ist das die Zwei-Elektronenkonfiguratioen des Heliums)

>>>> bei Atomen anderer Elemente ist die Zielkonfiguration die des Oktetts, die Acht-Elektronenkonfiguration der übrigen Edelgase (Oktettregel!!)

zwischen 2 Atomen der 7. Hauptgruppe (Halogene) mit 7 Valenzelektronen sieht das aus wie auf dem Bild! Jedes Atom kommt zu einem Elektronenoktett

bei Kovalenten Bindungen sind in erster Linie Nichtmetalle Beteiligt!

Bei ihnen entspricht die Anzahl Valenzelektronen der Hauptgruppennummer; die benötigte Anzahl Elektronen zum Erreichen eines Elektronenoktetts und somit der Edelgaskonfiguration lautet also 8-N!!

durch je eine kovalente Bindung kommt ein Atom zu einem weiteren Elektron

haben zwei Atome mehr als ein gemeinsames Elektronenpaar spricht man von Mehrfachbindungen (Doppelbindung oder Dreifachbindung, zb N₂)

um die Lewis-Formel im Einklang mit der Oktettregel richtig zu formulieren muss die Gesamtzahl der Valenzelektronen so auf bindende und einsame ELektronenpaare aufgeteilt werden, dass jedes Atom von 8 Elektronen / 4 Paaren umgeben ist

Anzahl der Bindungselektronen (Bindungs-e^-) ergibt sich immer aus:

2 x (Anzahl H-Atome) + 8 x  (Anzahl übrige Atome) - (Gesamtzahl der Valenzelektronen)

reine Bindungen sind das Extrem und selten;

ausgehend von einer reinen Ionenbindung: die Anziehungskraft der des positiv geladenen Kations wirkt deformierend/verzerrend auf die negative Ladungswolke des Anions; diese Deformation durch die starke Hinziehung des Anions zum Kation kann zu einem Übergreifen / einer Überlappung der Elektronenwolke führen >>> zu einer kovalenten Bindung!!

>> das Ausmass des kovalenten CHarakters entspricht dem Ausmass der Verzerrung des Anions

-wie leicht ein Anion verzerrt werden kann hängt von seiner grösse und seiner Ladung ab (gross > El. weit vom Kern > leicht deformierbar! bsp: Iodid-Ion: r(I^-) = 220pm ist leichter zu verzerren als Fluorid-Ion r(F^-)= 133 pm

je grösser die neg. Ladung desto grösser die Diffferenz Anz El. /Anz. prot. desto stärker wirkt das Kation auf die Elektronenwolke ein. bsp: Sulfid-Ion S^2- ist leichter deformierbar als Chlorid-Ion Cl^-

diese Schwerpunktverschiebung der Ladungen (> der der neg. Ladung der El.Wolke stimmt nicht mehr mit der pos. Ladung im Kern überein) führt zu einer POLARISIERUNG >> Die Deformierbarkeit eines Ions nennt man Polarisierbarkeit

die Polarisierungsfähigkeit eines Kations hängt ebenfalls von seiner Grösse und seiner Ladung ab.

je klleiner das Kation und je grösser die Ladung desto wirksamer kann es die Elektronen eines Anions beeinflussen.

in jeder Gruppe von Metallen ist jeweils das welches die kleinsten Ione/Kationen bildet (jeweils das oberste der Gruppe, der kleinsten Periode n=1) auch das mit der grössten Tendenz zur Bildung von Bindungen mit kovalentem Charakter

hypothetisch: das Bor ³⁺Ion wäre das kleinste Ion der 3.Hauptgruppe mit der höchsten Ladung > polarisiert Anionen in Starkem Masse. (Bor geht nur kovalente Bindungen ein)

weiteres Beispiel: KCl ist weitgehend ionisch (geringe pos. Ladung, grosses Kation, geringe neg. Ladung des rel. kleinen Anions) > bildet Ionenkristalle, TiCl₄ hingegen ist eine Flüssigkeit aus Molekülen (starker kovalenzcharakter)

Kationen > je höher die pos. Ladung dest weniger El. desto kleiner Ionenradius

Anionen > je höher die neg. Ladung desto mehr Elektronen desto gröser der Ionenradius

rein Kovalente Bindungen existieren nur zwischen zwei Atomen des selben Elements

bei kovalenten Bindungen zwischen zwei unterschiedlichen Atomen gibt es immer eines das das geteilte Elektronenpaar  stärker zu sich zieht als das andere. die Elektronenladung zwischen ihnen Atomkernen ist nicht symmetrisch verteilt.

dieses hat die höhere Elektronegativität;

zb üben Chloratome eine höhere Anzihung auf Elektronen aus als Bromatome (beide 7.Hauptgruppe); bei ClBr ist also die Elektronenwolke in der Umgebung von Cl dichter. Das Chloratom erhält wegen dieser ungleichen Eektronenverteilung eine partiell negative Ladung δ^-

Umgekehrt erhält das Bromatom eine partiell positive Ladung δ⁺

es ist ein Objekt, auf dem sich zwei entgegengesetzte Ladungen des gleichen Betrages q in einem Abstand d befinden 

µ = q x d

zum Beispiel hat das polare kovalente  Molekül BrCl ein Dipolmoment: beide gehören der Hauptgruppe 7 an und haben 7 Valenzelektronen also den selben Betrag der Ladung q; die partiellen Ladungen (der partiell ionische Charakter) der zwei Elemente kommen durch die unterschiedliche Elementarladung von Chlor und Brom zu Stande. 

die Formalladung wird berechnet indem man die Bindungselektronenpaare zu gleichen Teilen zwischen den gebundenen Atomen aufteilt. Anschliessend wird die daraus für jedes Atom resultierende Anzahl Elektronen verglichen mit der Zahl Valenzelektronen, die das jeweilige Atom im neutralen Zustand hat:

die Anzahl Bindungselektronen ist entweder folgendermassen zu berechnen (bei kovalenten Bindungen mit Wasserstoff H) :

2 x (Anzahl H-Atome) + 8 x (Anzahl übrige Atome) - (Gesamtzahl der Valenzelektronen)

oder wie zb beim CO Molekül: 

beide Atome zusammen haben 4 + 6 = 10 Valenzelektronen;

die Oktettregel besagt, dass eine Dreifachbindung zwischen C und O bestehen muss (8-N-Regel: 8 ist die erstrebte Anzahl Val.El., mal 2 (Atome) = 16; 16 minus 10 vorhandener Valenzelektronen = 6! >> es müssen 6 Elektronen zwischen diesen beiden Atomen eine Bindung eingehen > Dreifachbindung!!)

verteilt man nun diese Bindungselektronen gleichmässig auf die zwei Atome (die wie auf dem Bild zu sehen ist, abgesehen von den Bindungselektronen je über ein freies Elektronenpaar verfügen) so macht das für jedes Atom 3(Bindungselektronen) + 2 (freie Elektronen) = 5 Elektronen pro Atom!

Das C-Atom hat normalerweise 4 Valenzelektreonen; vgl. 5 Atome > eins mehr als normal >> negative Formalladung

Das O-Atom hat normalerweise 6 Valenzelektreonen; vgl. 5 Atome > eins weniger als normal >> positive Formalladung

eine pos, und eine neg. Formalladung heben sich auf da die Summe null ergibt