Warum binden Atome? Die Oktettregel
Edelgase wie Neon und Argon reagieren kaum. Ihre Außenschale hat 8 Elektronen (Helium hat 2). Im Jahr 1916 sagten Kossel und Lewis: Andere Atome binden sich, um denselben stabilen Zustand zu erreichen. Das ist die Oktettregel: Atome geben Elektronen ab, nehmen welche auf oder teilen sie, bis die Außenschale 8 hat.
Die Elektronen der Außenschale heißen Valenzelektronen. Nur sie nehmen an der Bindung teil.
Grenzen der Oktettregel
- Unvollständiges Oktett: Das Zentralatom hat weniger als 8. Beispiele: LiCl, BeH₂, BCl₃ (B hat nur 6).
- Moleküle mit ungerader Elektronenzahl: NO und NO₂ haben eine ungerade Zahl von Elektronen, also kann ein Atom nicht auf 8 kommen.
- Erweitertes Oktett: Atome ab der 3. Periode können d-Orbitale nutzen und mehr als 8 halten. Beispiele: PF₅ (10), SF₆ (12), H₂SO₄ (S hat 12).
- Sie erklärt weder die Form von Molekülen noch die Energie von Bindungen.
- Manche Edelgase reagieren doch (XeF₂, XeF₄, KrF₂), "8 = reagiert nicht" stimmt also nicht ganz.
Lewis-Symbole und Lewis-Formeln
Ein Lewis-Symbol ist das Elementsymbol mit seinen Valenzelektronen als Punkten: Na hat 1 Punkt, C hat 4, N hat 5, O hat 6, Cl hat 7.
Eine Lewis-Formel zeigt, wie ein Molekül Elektronen teilt. Ein gemeinsames Paar wird als Strich gezeichnet (Einfachbindung). Zwei gemeinsame Paare = Doppelbindung. Drei = Dreifachbindung. Paare, die nicht geteilt werden, heißen freie Elektronenpaare.
So zeichnest du sie (5 Schritte)
- Zähle alle Valenzelektronen zusammen. Addiere eins für jede negative Ladung und ziehe eins für jede positive Ladung ab.
- Wähle das Zentralatom: meistens das Atom mit der kleinsten Elektronegativität (nie H).
- Verbinde jedes äußere Atom mit dem Zentrum durch eine Einfachbindung (je 2 Elektronen).
- Verteile die übrigen Elektronen als freie Paare zuerst auf die äußeren Atome, dann auf das Zentrum.
- Fehlen dem Zentrum noch Elektronen zum Oktett, mache aus einem freien Paar eines äußeren Atoms eine Doppel- oder Dreifachbindung.
Beispiel CO₂: 4 + 6 + 6 = 16 Elektronen. O=C=O mit zwei freien Paaren an jedem O. Jedes Atom hat 8.
Formalladung
Manchmal sind mehrere Lewis-Formeln möglich. Die Formalladung hilft, die beste auszuwählen. Sie ist die Ladung, die ein Atom hätte, wenn jedes gemeinsame Paar genau in der Mitte geteilt würde.
Formalladung = V − L − B/2, dabei ist V = Valenzelektronen des freien Atoms, L = Elektronen in freien Paaren an diesem Atom, B = Elektronen in den Bindungen um dieses Atom.
Regeln: Die beste Formel hat die kleinsten Formalladungen; eine negative Formalladung sollte am elektronegativeren Atom sitzen; alle Formalladungen zusammen müssen die Ladung des Moleküls oder Ions ergeben.
Die Formalladung ist nur ein Rechenhilfsmittel. Sie ist nicht die echte Ladung des Atoms.
Ionenbindung und Gitterenthalpie
Eine Ionenbindung (elektrovalente Bindung) entsteht, wenn ein Metallatom Elektronen an ein Nichtmetallatom abgibt und sich die Ionen anziehen. Sie entsteht leicht, wenn:
- das Metall eine niedrige Ionisierungsenthalpie hat (gibt Elektronen leicht ab), und
- das Nichtmetall eine stark negative Elektronenaffinität (Elektronenaufnahme-Enthalpie) hat (nimmt Elektronen leicht auf).
Na⁺ aus Na zu machen kostet eigentlich Energie (+496 kJ mol⁻¹), und Cl → Cl⁻ gibt nur 349 kJ mol⁻¹ zurück. Warum bildet sich dann NaCl? Weil beim Packen der Ionen in einen Kristall sehr viel Energie frei wird.
Die Gitterenthalpie ist die Energie, die man braucht, um 1 mol eines festen Ionenstoffs vollständig in gasförmige Ionen zu zerlegen. Für NaCl beträgt sie +788 kJ mol⁻¹. Je größer die Gitterenthalpie, desto stabiler der Feststoff. Sie ist größer, wenn die Ionen klein und hoch geladen sind: MgO (≈ 3890) liegt weit über NaCl (788).
Elektrovalenz
Die Zahl der Elektronen, die ein Atom abgibt oder aufnimmt, ist seine Elektrovalenz: Na = 1, Mg = 2, O = 2, Cl = 1.
Probier es aus: Ionen mit Münzen bauen
Zeichne einen großen Kreis für Na mit 1 Münze am Rand und einen Kreis für Cl mit 7 Münzen. Schiebe die Na-Münze zu Cl. Zähle nach: Cl hat jetzt 8. Probiere nun Mg (2 Münzen) mit zwei Cl-Kreisen: Jedes Cl nimmt 1 Münze, also lautet die Formel MgCl₂. Prüfe dein Ergebnis im freien 3D-Schritt.
Wichtige Formeln und Definitionen
- Formalladung = V − L − B/2
- Elektronen für die Lewis-Formel = Σ Valenz-e⁻ − (positive Ladung) + (negative Ladung)
- Gitterenthalpie: MX(s) → M⁺(g) + X⁻(g), ΔH = + (nötige Energie)
- Die Gitterenthalpie wächst mit der Ionenladung und sinkt mit der Ionengröße
- Oktett = 8 Außenelektronen (Duett = 2 bei H, Li, Be-Ionen)
Gelöste Beispiele
1. Schreibe die Lewis-Symbole von N, O und Cl und sage, wie viele Elektronen jedes für ein Oktett braucht.
Schritt 1: N hat 5 Valenzelektronen, O hat 6, Cl hat 7. Schritt 2: Fehlend = 8 − Valenzelektronen: N braucht 3, O braucht 2, Cl braucht 1. Antwort: N (5 Punkte, braucht 3), O (6 Punkte, braucht 2), Cl (7 Punkte, braucht 1).
2. Zeichne die Lewis-Formel von H₂O.
Schritt 1: Elektronen = 1 + 1 + 6 = 8. Schritt 2: O ist das Zentrum. Zwei O–H-Bindungen brauchen 4 Elektronen. Schritt 3: 4 bleiben übrig → 2 freie Paare am O. Schritt 4: O hat 2 Bindungen + 2 freie Paare = 8. Jedes H hat 2. Antwort: H–O–H mit zwei freien Paaren am O.
3. Zeichne die Lewis-Formel des Nitrat-Ions NO₃⁻ und finde die Gesamtzahl der Elektronen.
Schritt 1: 5 + 3 × 6 + 1 = 24 Elektronen. Schritt 2: N im Zentrum mit drei N–O-Einfachbindungen (6 verbraucht), 18 bleiben. Schritt 3: Gib jedem O drei freie Paare (18 verbraucht). N hat nur 6. Schritt 4: Mache aus einem freien Paar eines O eine Doppelbindung: eine N=O und zwei N–O. Antwort: 24 Elektronen; eine N=O, zwei N–O⁻ (drei gleichwertige Resonanzformen).
4. Finde die Formalladung jedes Atoms in O₃ (O=O–O).
Schritt 1: Linkes O (Doppelbindung): V = 6, L = 4, B = 4 → 6 − 4 − 2 = 0. Schritt 2: Mittleres O: V = 6, L = 2, B = 6 → 6 − 2 − 3 = +1. Schritt 3: Rechtes O (Einfachbindung): V = 6, L = 6, B = 2 → 6 − 6 − 1 = −1. Schritt 4: Kontrolle: 0 + 1 − 1 = 0 = Ladung von O₃. ✓
5. Finde die Formalladung von N in NH₄⁺.
Schritt 1: N hat V = 5. Schritt 2: Keine freien Paare, L = 0. Vier N–H-Bindungen, B = 8. Schritt 3: FC = 5 − 0 − 8/2 = +1. Schritt 4: Jedes H: 1 − 0 − 1 = 0. Summe = +1 = Ladung des Ions. ✓
6. Welche Lewis-Formel von CO₂ ist besser: O=C=O oder O≡C–O? Benutze die Formalladung.
Schritt 1: O=C=O: jedes O: 6 − 4 − 2 = 0; C: 4 − 0 − 4 = 0. Alles null. Schritt 2: O≡C–O: das dreifach gebundene O: 6 − 2 − 3 = +1; C: 0; das einfach gebundene O: 6 − 6 − 1 = −1. Schritt 3: Die kleinsten Formalladungen gewinnen. Antwort: O=C=O ist die bessere Formel.
7. Ordne NaCl, MgO und KCl nach steigender Gitterenthalpie und begründe.
Schritt 1: MgO hat Ionen mit den Ladungen 2+ und 2−; die anderen haben 1+ und 1−. Höhere Ladung → viel größere Gitterenthalpie. Schritt 2: K⁺ ist größer als Na⁺. Größeres Ion → Ionen weiter auseinander → kleinere Gitterenthalpie. Antwort: KCl (717) < NaCl (788) < MgO (≈ 3890 kJ mol⁻¹).
Häufige Fehler
- Beim Zählen der Elektronen für eine Lewis-Formel vergessen, die Ladung eines Ions zu addieren oder abzuziehen.
- Denken, die Formalladung sei die echte Ladung des Atoms. Sie ist nur Buchführung; echte Ladungen kommen von der Elektronegativität.
- Sagen, NaCl bilde sich, weil Na → Na⁺ Energie freisetzt. Tatsächlich kostet es Energie; die Gitterenergie macht den ganzen Vorgang günstig.
- H als Zentralatom setzen. H kann nur eine Bindung bilden, deshalb steht es immer außen.