Atombindung und Lewis-Formeln

Was ist eine Atombindung? Ein gemeinsames Elektronenpaar verbindet Atome

Bei einer Atombindung nutzen zwei Atome ein oder mehrere Elektronenpaare gemeinsam. Sie heißt deshalb auch Elektronenpaarbindung oder kovalente Bindung. Die gemeinsam genutzten Elektronen tragen zum Zusammenhalt der Atomkerne bei. Im einfachen Lewis-Modell steht ein Bindungsstrich für ein Paar aus zwei Elektronen.

Ein Wasserstoffatom besitzt ein Elektron. Zwei Wasserstoffatome können zusammen ein H₂-Molekül bilden. Ihr gemeinsames Paar ergibt für jedes H eine mit zwei Elektronen besetzte erste Schale. Dabei werden keine zusätzlichen Elektronen erschaffen: Im Molekül sind insgesamt weiterhin zwei Elektronen vorhanden.

Solche Bindungen begegnen dir besonders zwischen Nichtmetallatomen. Viele Stoffe bestehen aus einzelnen Molekülen, etwa Wasser oder Kohlenstoffdioxid. Es gibt aber auch ausgedehnte kovalente Netzwerke wie Diamant. „Atombindung“ bedeutet deshalb nicht automatisch „kleines einzelnes Molekül“.

Lewis-Symbole lesen: Außenelektronen, Bindungspaare und freie Paare

Außenelektronen = Valenzelektronen. Für einfache neutrale Hauptgruppenatome kannst du ihre Anzahl aus dem Periodensystem ableiten: H hat 1, C hat 4, N hat 5 und O hat 6. Lewis-Zeichnungen zeigen nur diese Elektronen der Außenschale.

Ein Lewis-Symbol zeigt das Elementsymbol und seine Außenelektronen als Punkte. Für den Einstieg verteilt man die Punkte zunächst einzeln auf vier Seiten und bildet danach Paare. Die Seiten im Symbol sind eine Zeichenhilfe, keine beobachteten Positionen auf einer Kreisbahn.

In einer Lewis-Formel stehen zwischen verbundenen Atomen bindende Elektronenpaare. Ein Strich bedeutet ein Paar, zwei Striche eine Doppelbindung und drei Striche eine Dreifachbindung. Freie Elektronenpaare liegen am Symbol eines Atoms und sind keiner Bindung zwischen zwei Atomen zugeordnet.

Unsere Grafiken zeichnen Bindungspaare als blaue Striche und freie Paare als grüne Punktpaare. Beide Darstellungen stehen jeweils für zwei Elektronen. Farben unterscheiden die Aufgaben der Paare, nicht verschiedene Arten von Elektronen.

Lewis-Formel von Wasser zeichnen: 8 Elektronen richtig verteilen

Blaue Striche: Bindungspaare. Grüne Punktpaare: freie Paare. Wasser ist geknickt dargestellt; die genaue räumliche Form folgt aus der Elektronenpaaranordnung.

4. Besetzung kontrollieren: Am Sauerstoff zählen zwei Bindungspaare und zwei freie Paare, zusammen acht Elektronen. An jedem H zählt ein Bindungspaar, also zwei Elektronen. Die Gesamtzahl im Molekül bleibt acht Valenzelektronen, weil die Bindungspaare bei der lokalen Prüfung gemeinsam genutzt werden.

5. Form einordnen: Wasser ist geknickt. Die freien Paare spielen bei der räumlichen Anordnung eine wichtige Rolle. Eine reine Strichformel allein liefert jedoch noch keine genaue Winkelberechnung; dafür nutzt man ein räumliches Elektronenpaarmodell.

Doppel- und Dreifachbindungen: Elektronenbilanz von CO₂ und N₂

Für CO₂ stehen 4 + 2 · 6 = 16 Valenzelektronen zur Verfügung. Setze C in die Mitte und verbinde zunächst beide O-Atome einfach mit C. Vier Elektronen sind damit in Bindungen. Die zwölf übrigen lassen sich zunächst als freie Paare auf die beiden äußeren O-Atome verteilen.

Nun haben die O-Atome jeweils acht zugeordnete Elektronen, C aber erst vier. Wandle deshalb an jedem O ein freies Paar in ein zusätzliches Bindungspaar zu C um. So entsteht O=C=O. Die Gesamtzahl der Elektronen ändert sich nicht; nur ihre Zuordnung als frei oder bindend ändert sich.

Prüfe am Ende: zwei Doppelbindungen enthalten acht Elektronen. Jedes O besitzt zusätzlich zwei freie Paare, zusammen weitere acht Elektronen. Das ergibt 16. An C sowie an jedem O sind lokal acht Elektronen zugeordnet.

Bei N₂ funktioniert dieselbe Idee mit drei gemeinsamen Paaren zwischen den Atomen. Zusätzlich bleibt an jedem N ein freies Paar. Eine Dreifachbindung ist also nicht ein Strich mit drei Elektronen, sondern besteht im Lewis-Modell aus drei Paaren mit insgesamt sechs Elektronen.

Duett- und Oktettregel: Besetzung prüfen und Ausnahmen beachten

Für viele einfache Verbindungen der zweiten Periode ist ein Oktett eine gute Orientierung. Wasserstoff erreicht dagegen ein Duett mit zwei Elektronen. Es gibt Verbindungen mit Elektronenmangel, ungepaarten Elektronen oder anderen Besonderheiten. Die Oktettregel ist daher eine nützliche Schulregel mit Grenzen.

Bei geladenen Teilchen musst du die Gesamtladung in die Elektronenbilanz aufnehmen: Für jede negative Ladung kommt ein Elektron hinzu, für jede positive fällt eines weg. Mehratomige Ionen setzt man in eckige Klammern mit hochgestellter Gesamtladung. Solche Beispiele sind eine Erweiterung der hier geübten neutralen Moleküle.

Lewis-Formeln zeigen Bindungsverknüpfungen und Elektronenpaare. Sie sind keine Fotos von Elektronen und zeigen nicht deren genaue Aufenthaltswahrscheinlichkeiten. Auch die Polarität einer Bindung oder die räumliche Gestalt muss zusätzlich erklärt werden.