Aufstellen von Lewis-Formeln

Das Wichtigste in Kürze:

  • Lewis-Formeln beschreiben die Bindung zwischen Nichtmetallen. 
  • Grundkonzept: Atome "wollen" die Edelgaskonfiguration erreichen (8 Valenzelektronen)
  • Elektronen der äußersten Schale werden als Punkte gezeichnet.
  • Bindungselektronen sind dabei nebeneinander.

Das Bindungskonzept von Lewis beschreibt die Bindung zwischen den Atomen von Nichtmetallen, welche zusammen ein Molekül bilden. Das Grundkonzept zum Aufstellen der Lewis-Formel beruht darauf, dass sich die im Molekül enthaltenen Atome gewisse Valenzelektronen teilen, um so eine Edelgaskonfiguration zu erreichen. Deshalb werden diese Elektronen auch als Bindungselektronen bezeichnet. Sie bilden die Grundlage für die Elektronenpaarbindung, auch kovalente Bindung genannt. Die übrigen nichtbindenden Elektronenpaare werden als freie Elektronenpaare bezeichnet.
Von der Edelgaskonfiguration wird gesprochen, wenn jedes Atom des Moleküls eine voll besetzte Valenzschale aufweist – so wie es bei Edelgasen der Fall ist, welche jeweils acht Außenelektronen haben. Ausnahme ist hier nur das Helium, das in der Edelgaskonfiguration nur zwei Außenelektronen hat. Dennoch wird hier auch von der Oktettregel gesprochen. Jedes Atom hat ein natürliches Bestreben diesen energetisch günstigen Zustand zu erreichen.

Als Strukturformel dient hier zunächst die Lewis-Formel, bei der die freien Elektronenpaare als nebeneinander liegende Punkte und die Bindungselektronen als Einzelpunkte gezeichnet werden. Die beiden Punkte von Elektronenpaaren werden aber meist im Anschluss noch als Striche ergänzt, wenn die Anordnung der Atombindung in der Strukturformel feststeht – das Ergebnis ist dann die Valenzstrichformel.

Wie viele Bindungselektronen das jeweilige Atom hat kann ganz einfach mit der Formel „8-n“ ermittelt werden. Hierbei steht n für die Haupgruppenzahl des Atoms im Periodensystem.

Die Anzahl an Bindungselektronen berechnet ihr durch

8-n

wobei n die Anzahl an Valenzelektronen ist (Elektronen der äußersten Schale)

Beispiel CO2:

Kohlenstoff C steht in der vierten Hauptgruppe des Periodensystems und hat vier Valenzelektronen. Dies sind alles Bindungselektronen (8-n=8-4=4), da der Kohlenstoff noch genau vier weitere Elektronen zum Erreichen der Edelgaskonfiguration benötigt.


Sauerstoff O steht in der sechsten Hauptgruppe des Periodensystems und hat somit sechs Außenelektronen. Von diesen sechs Elektronen sind zwei Bindungselektronen, da jedem Sauerstoffatom noch zwei Elektronen zur Edelgaskonfiguration fehlen (8-6=2). Die zwei verbleibenden Valenzelektronenpaare jedes Sauerstoffatoms sind freie Elektronen und werden in der Valenzstrichformel einfach als Striche um das Sauerstoffatom dargestellt.


Somit entstehen in Summe vier Elektronenbindungen zwischen dem Kohlenstoffatom und den beiden Sauerstoffatomen. Dabei befindet sich das Kohlenstoffatom zwischen den beiden Sauerstoffatomen, da diese Bindung polarer, also energiereicher ist, im Vergleich zu einer Bindung zwischen zwei benachbarten Sauerstoffatomen.