Grundlagen von chemischen Bindungen, Lewis-Formeln und die Oktettregel

Grundsätzlich lassen sich aufgrund verschiedener Kriterien 3 große Arten von chemischen Bindungen beobachten: die Ionenbindung, die kovalente Bindung und die Metallbindung. Die Ionenbindung kommt grundsätzlich zwischen Metallen (links im PSE) und Nichtmetallen (rechts im PSE) zustande. Wie man bereits an dieser Formulierung erkennt, unterscheiden sich die beteiligten Elemente in deren Eigenschaften stark. Durch den hohen Elektronegativitätsunterschied ist die Ionenbindung eine äußerst starke Bindung. In Ionenbindungen gehen Elektronen von einem Element zum anderen über. Bei der kovalenten Bindung finden keine direkten Elektronenübergänge statt, sondern die Bindungspartner teilen sich die Elektronen. Bei metallischen Bindungen sind die Elektronen delokalisiert und können sich dadurch freier bewegen, als das bei den anderen Bindungen der Fall wäre. Doch was ist nun der Grund für die Ausbildung chemischer Bindungen und die verschiedenen Formen? Was ist die Triebkraft, die hinter diesen Vorgängen steckt?

Die Oktettregel

Diese Regel ist sehr ausschlaggebend wenn man verstehen möchte, warum Elemente untereinander Bindungen eingehen. Wirft man einen Blick auf das Periodensystem und die Eigenschaften der verschiedenen Elemente, so kann man feststellen, dass die Elemente der 8. Hauptgruppe besonders stabil zu sein scheinen. Das spiegelt sich in Eigenschaften wie etwa einer besonders hohen Ionisierungsenergie oder Reaktionsträgheit wieder. Der Grund hierfür ist, dass die 8 Valenzelektronen den Edelgasen eine besondere Stabilität verleihen. Durch die Aufnahme oder Abgabe von Elektronen, aber auch durch das Teilen von Elektronen kann das Elektronenoktett auch von anderen Elementen erreicht werden. Eine Ausnahme bildet die Elektronenkonfiguration von Helium, welche ebenfalls äußerst stabil ist. Um die Oktettregel anwenden zu können, ist es sinnvoll die Lewis-Formeln der entsprechenden Bindungen zu beherrschen.

Die Lewis- Strukturformel

Die Lewis-Strukturformel soll dabei helfen, den Aufbau chemische Verbindungen darzustellen. Dabei wird für die Darstellung eines Elektrons ein Punkt verwendet. Für die Darstellung eines Elektronenpaars (also 2 Elektronen) wird ein einfacher Strich verwendet.

Anleitung zum Zeichnen von Lewis-Strukturformeln

  1. Aufsummieren der einzelnen Valenzelektronen der beteiligten Elemente.
    Zu beachten ist, dass man bei Kationen ein/mehrere Elektron(-en) abzieht und bei Anionen ein/mehrere Elektronen hinzufügt.
  2. Atome zeichnen, wobei das elektropositivere Atom oftmals in der Mitte angeordnet ist.
    Wenn es sich um eine Atomgruppe mit einem Atom der einen Art und mehreren andersartige Atomen handelt, wird dasjenige Atom, welches nur einmal auftritt in die Mitte geschrieben.
    Anschließend werden die Atome zunächst mit einer Einfachbindung verbunden.
  3. Äußere Elektronen bekommen mit den verbleibenden Elektronen das Oktett.
  4. Die übrigen Elektronen werden dem Zentralatom hinzugefügt.
  5. Falls das Zentralatom das Elektronenoktett auf diese Weise nicht erreicht, werden Mehrfachbindungen verwendet.

Betrachten wir als Beispiel Ammoniak (NH3):

Schritt 1: Aufsummieren der Valenzelektronen

Stickstoff hat 5 Valenzelektronen und jedes Wasserstoffatom bringt nochmals 1 Valenzelektron mit. Dadurch ergibt sich:

Latex formula

Schritt 2: Atome anordnen

Bei Ammoniak handelt es sich um eine Atomgruppe, weswegen wir dasjenige Atom, welches nur einmal auftritt (N) in die Mitte schreiben. Die Gruppe gleichartiger Atome H) positionieren wir um dieses Zentralatom. Außerdem verbinden wir die Atome mit einer Einfachbindung. Wir verwenden dazu 3 Elektronenpaare, also 6 Elektronen:

atome-anordnen-ammoniak-1

Schritt 3: Äußere Elektronen mit Oktett ausstatten:

Bei den äußeren Atomen handelt es sich ausschließlich um Wasserstoffatome, welche ihre Edelgaskonfiguration (Helium) damit bereits erreicht haben.

Schritt 4: Zentralatom erhält Oktett:

Dem Stickstoff fehlen derzeit noch 2 Elektronen zum Oktett. Da wir noch 2 Elektronen (1 Elektronenpaar) übrig haben (8 – 6 = 2), teilen wir dieses verbleibende Elektronenpaar dem Stickstoffatom zu:

atome-anordnen-ammoniak-2

Der 5. Schritt ist somit nicht notwendig, da das Zentralatom auf diese Weise das Oktett erreicht.

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