Lewis – Modell

Chemische Bindungen
Atombindung
Das Lewis – Modell der kovalenten Bindung
Die Entstehung von Molekülen beruht auf der Bildung von gemeinsamen,
bindenden Elektronenpaaren in dem Bestreben der Atome, eine energetisch stabile
Anordnung der Elektronen (Edelgaskonfiguration) zu erreichen. Diese Art der
Bindung wird auch als Elektronenpaarbindung oder kovalente Bindung bezeichnet.
Kovalenz (lat), zusammenwertig: gemeinsam an der Bindung beteiligte
Elektronenpaare.
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Chemische Bindungen
Atombindung
Das Lewis – Modell der kovalenten Bindung
Lewis – Schreibweise
Chemisches Symbol und Valenzelektronen: einzelne (ungepaarte) Valenzelektronen
werden durch einen Punkt symbolisiert (einfach besetztes Orbital), Elektronenpaare
mit einem Doppelpunkt oder einem Strich (doppelt besetztes Orbital)
H
Be
B
C
N
O
F
He
N
O
F
He
Die Zahl der ungepaarten Elektronen (Radikale) gibt an, wieviele Bindungen ein
Atom bei der Bildung eines Atoms normalerweise eingeht.
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Atombindung
Das Lewis – Modell der kovalenten Bindung
Bildung von Molekülen (Einfachbindungen)
Aus jeweils einem ungepaarten Elektron eines Atoms bildet sich ein gemeinsames
Elektronenpaar als Molekülorbital zwischen den Atomen
Beispiel:
F
+
F
F
F
Valenzstrich
Alle Atome sind bestrebt, die Edelgaskonfiguration in der äußersten Schale
(Valenzschale) zu erreichen. D. h. diese Schale mit 8 Elektronen zu besetzten.
Oktettregel (Ausnahme Wasserstoff)
Die bindenden Valenzelektronen werden beiden Atomen zugerechnet.
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Chemische Bindungen
Atombindung
Das Lewis – Modell der kovalenten Bindung
Bildung von Molekülen (Mehrfachbindungen)
Es besteht die Möglichkeit, dass sich zwischen zwei Atomen mehr als ein
gemeinsames Elektronenpaar ausbildet. Man spricht dann von Zweifach- oder
Dreifachbindungen
O +
+
O
O C O
N +
N
C
N N
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Das Lewis – Modell der kovalenten Bindung
Lewis – Formeln von Molekülen
Cl
O
H
H
Wassermolekül, 8
Außenelektronen
Cl
C
Tetrachlormethan, 32
Außenelektronen
N
Cl
N
Stickstoffmolekül
Cl
Ethenmolekül
Sauerstoffmolekül
O
O
H
H
C
H
C
H
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Atombindung
Das Lewis – Modell der kovalenten Bindung
Mesomere Grenzstrukturen
Es gibt Molekülstrukturen, die sich durch die Lewis-Formeln nicht korrekt
darstellen lassen. So ergeben sich mehrer Möglichkeiten wobei die tatsächliche
Struktur irgendwo dazwischen liegt. Man spricht dann von mesomeren
Grenzstrukturen. Beispiele sind Distickstoffmonoxid oder das Carbonat-Ion.
N
+
Θ
O
N O
Θ
 N
+
O
N
O
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Atombindung
Probleme der Theorie von Lewis
•Keine Aussage wie negative Elektronen den Zusammenhalt zwischen zwei Atomen
bewirken.
•Keine Aussage über das Verhalten von Nebengruppenelementen da diese mehr als
8 Valenzelektronen haben.
•Kein Hinweis auf räumliche Strukturen der Moleküle.
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