Atome und Moleküle mithilfe der Elektronenformel Lewis Formel darstellen

Besonders für junge Chemiestudenten ist die Darstellung von Atomen und Molekülen mithilfe der Elektronenformel (auch Lewis-Formel oder Lewis-Struktur genannt) zunächst ein Buch mit sieben Siegeln. Mit dieser Anleitung gelingt auch dir der Einstieg in diese Symbolschreibweise.

Methode 1

Methode 1 von 3:

Kovalente Moleküle mit zwei Atomen

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Ermittle die Anzahl der Bindungen (den Bindungsgrad) zwischen beiden Atomen. Sie können entweder einfach, zweifach oder dreifach miteinander verbunden sein. Ganz allgemein lässt sich sagen, dass der Bindungsgrad immer dem Wert entspricht, der es beiden Atomen ermöglicht eine vollständige Valenzschale mit acht Elektronen zu erhalten (bzw. bei Wasserstoff zwei Elektronen). Die Anzahl der Elektronen, die jedes Atom haben wird, ermittelst du, indem du den Bindungsgrad mit zwei multiplizierst (jede Bindung benötigt zwei Elektronen) und die Anzahl ungeteilter Elektronen addierst.
- Da beide Atome bestrebt sind vollständige Schalen zu bekommen, treten kovalente Bindungen zwischen Atomen normalerweise nur zwischen Atomen mit derselben Anzahl an Valenzelektronen auf oder bei Wasserstoffatomen und Halogenen.
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Zeichne so viele verbindende Linien zwischen die Atome, wie es dem Bindungsgrad entspricht.
- Ein Beispiel: Das N2-Molekül ist eine Dreifachbindung zweier Stickstoffatome. Daher wird die Bindung in der Lewis-Formel mit drei parallelen Linien dargestellt.
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Stelle die übrigen Elektronen als Punkte dar. Zeichne sie paarweise und gleichmäßig verteilt um das Atom ein. Die Punkte stellen die ungeteilten Elektronenpaare der einzelnen Atome dar.
- Ein Beispiel: O2 sieht in der Elektronenschreibweise wie folgt aus: Zwei parallele Linien, die die beiden Sauerstoffatome verbinden sowie jeweils zwei Punktepaar an den einzelnen Atomen.
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Methode 2

Methode 2 von 3:

Kovalente Moleküle mit drei oder mehr Atomen

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In dieser Anleitung nehmen wir der Einfachheit halber ein einfaches Molekül mit nur einem Zentralatom. Das Zentralatom ist normalerweise das am wenigsten elektronegative Atom, das die meisten Bindungen mit anderen Atomen eingehen kann. Es heißt „Zentralatom“, weil alle anderen Atome mit diesem verbunden sind.
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Ermittle, wie die Elektronen das Zentralatom umgeben (einschließlich ungeteilter und miteinander verbundener Elektronen). Als eine allgemeine Regel (von der es natürlich auch Ausnahmen gibt), sind Atome bestrebt von acht Valenzelektronen umgeben zu sein (auch als Oktett-Theorie bekannt). Je nach Anzahl und Art der Bindungen ergeben sich daraus 2 bis vier Elektronenkonfigurationen.
- Ein Beispiel: NH3 besitzt drei Bindungspaare (jedes Stickstoffatom ist kovalent einbindig zum anderen Stickstoffatom) und hat außerdem ein weiteres ungeteiltes Elektronenpaar um das Zentralatom Stickstoff. Daraus ergeben sich vier Elektronenkonfigurationen und ein einzelnes Paar.
- CO2 besitzt zwei kovalente, zweibindige Sauerstoffatome zum Zentralatom Kohlenstoff. Daraus ergeben sich zwei Elektronenkonfigurationen und keine ungeteilten Paare.
- PCl5 (Phosphorpentachlorid) bricht die Oktett-Theorie, da es fünf Bindungspaare zum Zentralatom aufweist. Dieses Molekül besitzt fünf Chloratome, die kovalent einbindig mit dem Zentralatom Phosphor verbunden sind.
Zeichne für jedes ungeteilte Elektronenpaar zwei Punkte nebeneinander. Für jede einfache Bindung verbindest du die beiden Atome mit einer Linie, für zwei- bzw. dreifache Bindungen verbindest du die Atome entsprechend mit zwei oder drei Linien.
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Danach ordnest du alle weiteren Elektronen, um die übrigen Atome an. Zähle die Anzahl der Verbindungen. Jede Bindung hat zwei Elektronen; also haben Zweifachbindungen vier Elektronen und Dreifachbindungen sechs. Füge dann die erforderliche Anzahl an Valenzelektronen hinzu, so dass jedes Atom am Ende mit acht Elektronen gekennzeichnet ist.
- Natürlich gibt es Atome, die der Oktett-Theorie nicht folgen. Wasserstoff hat immer nur null oder zwei Valenzelektronen. Ist ein Wasserstoffmolekül kovalent mit einem anderen Atom verbunden, so hat es keine weiteren, ungeteilten Elektronen mehr um sich herum.
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Methode 3

Methode 3 von 3:

Ionen

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Ein monoatomares Ion (nur ein Atom) stellst du in Elektronenschreibweise wie folgt dar: Schreibe zunächst das Atomsymbol des entsprechenden Atoms auf. Jetzt zeichnest du für jedes Valenzelektron einen Punkt. Achte darauf, die Anzahl der Elektronen, die es während der Ionisierung verliert bzw. gewinnt, zu subtrahieren bzw. zu addieren.
- Ein Beispiel: Lithium verliert während der Ionisierung sein einziges Valenzelektron. In Elektronenschreibweise würdest du daher nur das Symbol „Li“ schreiben – ohne weitere Punkte drum herum.
- Chlorid gewinnt während der Ionisierung ein Elektron hinzu, so dass es eine vollständige Schale mit acht Elektronen hat. In Elektronenschreibweise würdest du daher „Cl“ mit vier Punktenpaaren drum herum schreiben.
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Zeichne um das Atom eckige Klammern und gib außerhalb der Klammern oben rechts die Ionenladung an.
- Ein Beispiel: Das Magnesium-Ion besitzt eine leere äußere Hülle und wird dargestellt als [Mg]2+
NO3- oder SO42-) befolgst du die Vorgehensweise für „Kovalente Moleküle mit drei oder mehr Atomen“, fügst jedoch zusätzliche Elektronen für negative Ladungen dort ein, wo sie am besten passen, um die Valenzhülle jedes einzelnen Atoms aufzufüllen. Setze um die Formel eckige Klammern und gib die Ionenladung wie beschrieben an.
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