Chemie · Klasse 9–10 · aktualisiert
Elektronenpaarbindung einfach erklärt
Wie halten gemeinsame Elektronen Nichtmetallatome zusammen? Erkenne Bindungsstriche, freie Paare und Mehrfachbindungen in Lewis-Formeln.
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Kurz gesagt
Bei einer Elektronenpaarbindung nutzen zwei Atome mindestens ein Elektronenpaar gemeinsam. Ein Bindungsstrich steht für ein solches Paar. Zwei oder drei gemeinsame Paare bilden eine Doppel- oder Dreifachbindung; freie Paare gehören nur zu einem Atom.
Bei einer Elektronenpaarbindung teilen sich zwei Nichtmetallatome mindestens ein Elektronenpaar. Die negativ geladenen Bindungselektronen werden von beiden positiv geladenen Atomkernen angezogen und halten die Atome als Molekül zusammen. Du lernst, wie diese Bindung entsteht, wie du Einfach-, Doppel- und Dreifachbindungen unterscheidest und wie du einfache Lewis-Formeln prüfst.
Deine Lernziele
Hake ab, was du schon kannst. Löst du alle Aufgaben eines Abschnitts, hakt Mela das Ziel für dich ab.
4 Abschnitte
Valenzelektronen sind die Elektronen in der äußersten besetzten Schale eines Atoms. Sie bestimmen wesentlich, welche Bindungen ein Atom eingehen kann. In vielen einfachen Molekülen erreichen die beteiligten Atome durch das Teilen von Valenzelektronen eine volle Außenschale. Wasserstoff werden dabei zwei Elektronen zugerechnet, bei den hier betrachteten Nichtmetallatomen sind es meist acht. Eine volle äußere Schale wie bei einem Edelgas heißt Edelgaskonfiguration: meist acht Elektronen, bei Helium zwei.
Beispiel Wasserstoff H₂: Jedes H-Atom besitzt ein Elektron und benötigt für die volle erste Schale ein zweites. Nähern sich zwei H-Atome, steuert jedes ein Elektron zum gemeinsamen Paar bei.
Definition
Elektronenpaarbindung
Eine Elektronenpaarbindung, auch Atombindung oder kovalente Bindung genannt, entsteht durch mindestens ein gemeinsam genutztes Elektronenpaar zwischen zwei Atomen.
Beispiel
- 1Die Darstellung H–H zeigt das Wasserstoffmolekül.
- 2Der Strich steht für zwei gemeinsam genutzte Elektronen.
- 3Weil das Paar beiden Atomen zugerechnet wird, erreicht jedes H-Atom zwei Elektronen.
Merke: Die beiden Atome besitzen nicht jeweils ein eigenes neues Elektronenpaar. Sie nutzen dasselbe Paar gemeinsam.
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Die Zahl der gemeinsam genutzten Elektronenpaare heißt Bindungsordnung. Ein gemeinsames Paar bildet eine Einfachbindung, zwei bilden eine Doppelbindung und drei eine Dreifachbindung. Bei O₂ entsteht eine Doppelbindung: Ein Sauerstoffatom besitzt sechs Valenzelektronen. Ihm fehlen im einfachen Schalenmodell zwei Elektronen bis zur gefüllten Außenschale. Zwei O-Atome teilen deshalb zwei Paare. So werden jedem O-Atom acht Außenelektronen zugerechnet. Bei Stickstoff fehlen jedem Atom drei Elektronen. Im Stickstoffmolekül N₂ entstehen deshalb drei gemeinsame Paare und damit eine Dreifachbindung.
| Bindung | Gemeinsame Elektronenpaare | Darstellung | Beispiel |
|---|---|---|---|
| Einfachbindung | 1 | H–H | H₂ |
| Doppelbindung | 2 | O=O | O₂ |
| Dreifachbindung | 3 | N≡N | N₂ |
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Eine Lewis-Formel, auch Valenzstrichformel, stellt Valenzelektronen dar. Ein Strich zwischen Atomen zeigt ein bindendes Paar. Elektronenpaare, die nicht an einer Bindung beteiligt sind, heißen freie Elektronenpaare. Die Oktettregel (acht Außenelektronen) ist eine Prüfhilfe für viele einfache Moleküle, keine ausnahmslose Naturregel.
Wasser H₂O: Sauerstoff bringt sechs Valenzelektronen ein, jedes Wasserstoffatom eines. Insgesamt sind acht Elektronen zu verteilen. Das Beispiel zeigt, wie zwei Bindungen und zwei freie Paare am Sauerstoff entstehen.
Beispiel: Wasser H₂O prüfen
- 1Die Grunddarstellung lautet H–O–H.
- 2Die zwei O–H-Bindungen enthalten zusammen vier Elektronen. Die übrigen vier Elektronen bilden zwei freie Elektronenpaare am Sauerstoffatom.
- 3Zur Prüfung zählst du die Elektronen an jedem Atom.
- 4Jedem H-Atom werden über seine Bindung zwei Elektronen zugerechnet.
- 5Dem O-Atom werden zwei Bindungspaare und zwei freie Paare zugerechnet, also insgesamt acht Elektronen.
Beispiel: Für einfache Moleküle gehst du so vor
- 1Bestimme die Valenzelektronen aller Atome.
- 2Verbinde die Atome zunächst durch Einfachbindungen.
- 3Ordne die übrigen Elektronen als freie Paare an.
- 4Prüfe die Außenschalen: H soll zwei Elektronen erreichen, die übrigen hier behandelten Atome meist acht.
- 5Fehlen noch Elektronen, prüfe, ob eine Doppel- oder Dreifachbindung nötig ist.
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Die Elektronegativität beschreibt, wie stark ein Atom die gemeinsamen Bindungselektronen anzieht. Ziehen beide Partner gleich stark, ist das Paar gleichmäßig verteilt; die Bindung ist unpolar. Das gilt bei H–H, O=O und N≡N, weil jeweils gleiche Atome verbunden sind. Zieht ein Atom stärker, verschiebt sich die Elektronendichte dorthin. Die Bindung ist polar: Das stärker anziehende Atom trägt δ−, sein Partner δ+.
Die Polarität einer Bindung entscheidet nicht allein über die Polarität des Moleküls; dafür zählt auch die räumliche Anordnung. Die Tabelle vergleicht außerdem Elektronenpaar-, Ionen- und Metallbindung nach den Teilchen, die einander anziehen.
Beispiel
- 1In H–Cl zieht Chlor die Bindungselektronen stärker an als Wasserstoff.
- 2Deshalb trägt Cl δ− und H δ+.
- 3Es entstehen keine vollständig geladenen Ionen: Die Elektronen werden weiterhin geteilt.
Merke: Partialladungen sind Teilladungen. Sie dürfen nicht mit den vollständigen Ladungen von Ionen verwechselt werden.
| Bindungsart | Typischer Vorgang | Bindende Anziehung |
|---|---|---|
| Elektronenpaarbindung | Nichtmetallatome teilen Elektronen. | Bindungselektronen und Atomkerne ziehen einander an. |
| Ionenbindung | Elektronen werden übertragen. | Positive und negative Ionen ziehen einander an. |
| Metallbindung | Valenzelektronen sind zwischen positiven Atomrümpfen beweglich. | Bewegliche Elektronen und positive Atomrümpfe ziehen einander an. |
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Alles auf einen Blick
Elektronenpaarbindung
Entstehung
Nichtmetallatome teilen Valenzelektronen
Bindungswirkung
beide Kerne ziehen das gemeinsame Paar an
Einfachbindung
ein gemeinsames Paar
Mehrfachbindung
zwei oder drei gemeinsame Paare
Lewis-Formel
Bindungsstriche zwischen Atomen, freie Paare am Atom
Polarität
ungleiches Ziehen erzeugt Teilladungen
Musteraufgabe · Schritt für Schritt
Eine Lewis-Formel für Chlor
- 1Jedes Chloratom besitzt sieben Valenzelektronen.
- 2In Cl–Cl steuert jedes Atom ein Elektron zum gemeinsamen Bindungspaar bei.
- 3Jedem Cl werden damit acht Außenelektronen zugerechnet; an jedem bleiben drei freie Paare.
- 4Der Strich zwischen den Atomen steht für das bindende Paar, die übrigen Paare sind frei.
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Fehler in Zeile 3Der Strich zwischen den F-Atomen bezeichnet ein bindendes, gemeinsam genutztes Elektronenpaar.
Lückentext
Wähl in jeder Lücke das passende Wort und prüf dann deine Antworten.
Ein Strich zwischen zwei Atomen steht für ein Elektronenpaar. Zwei Striche zeigen eine . Ein Paar an nur einem Atom heißt .
Karteikasten
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