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2026-07-27T12:35:28Z

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{{T}}

{{BR}}
= Einleitung =

'''Lewis-Formeln''' zeigen, wie die [[Valenzelektron|Valenzelektronen]] in einem [[Molekül]] verteilt sind. Du erkennst daran, welche Atome miteinander verbunden sind und wo freie Elektronenpaare liegen. Die Schreibweise heißt auch [[Elektronenformel]] oder [[Valenzstrichformel]].

Lewis-Formeln sind besonders hilfreich bei einfachen Molekülen aus [[Nichtmetall|Nichtmetallen]], zum Beispiel Wasser, Ammoniak, Methan, Sauerstoff und Kohlenstoffdioxid.

[[Datei:Lewis primi 18 elementi.png|500px|rahmenlos|center]]

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=eJEH63QszSQ |500|center}}

{{BR}}
= Grundidee der Lewis-Schreibweise =

Das Elementsymbol steht für den Atomrumpf. Punkte und Striche zeigen nur die Elektronen der äußersten Schale. Diese Elektronen bestimmen wesentlich, wie Atome chemische Bindungen bilden.

{{BR}}
== Punkte, Paare und Striche ==

# Ein Punkt steht für ein einzelnes Valenzelektron.
# Zwei Punkte können ein freies Elektronenpaar darstellen.
# Ein Strich zwischen zwei Atomen steht für ein bindendes Elektronenpaar.
# Zwei Striche bedeuten eine Doppelbindung.
# Drei Striche bedeuten eine Dreifachbindung.

[[Datei:Graphical comparison of bonds.svg|400px|rahmenlos|center]]

'''Merke:''' Ein Bindungsstrich entspricht immer zwei gemeinsam genutzten Elektronen.

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== Valenzelektronen erkennen ==

Bei den Hauptgruppenelementen lässt sich die Zahl der Valenzelektronen meist aus der Hauptgruppe ableiten. Kohlenstoff besitzt vier, Stickstoff fünf, Sauerstoff sechs und die Halogene sieben Valenzelektronen. Wasserstoff besitzt ein Valenzelektron.

[[Datei:Lewis dot C.svg|250px|rahmenlos|center]]
[[Datei:Lewis dot O.svg|250px|rahmenlos|center]]

{{BR}}
== Duettregel und Oktettregel ==

Viele Atome erreichen in stabilen Molekülen eine Edelgaskonfiguration:

# [[Wasserstoff]] strebt meist zwei Elektronen in seiner einzigen Schale an. Das nennt man '''Duettregel'''.
# Viele Hauptgruppenatome der zweiten Periode streben acht Außenelektronen an. Das nennt man '''Oktettregel'''.

Die Regeln sind nützliche Modelle, aber keine ausnahmslosen Naturgesetze.

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=DOX82Lry8lc |500|center}}

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= Lewis-Formeln aufstellen =

{{BR}}
== Schrittfolge ==

# Bestimme die Zahl aller Valenzelektronen.
# Lege fest, welche Atome miteinander verbunden sind. Wasserstoff steht nie im Zentrum.
# Zeichne zunächst Einfachbindungen.
# Verteile die übrigen Elektronen als freie Elektronenpaare.
# Prüfe Duettregel und Oktettregel.
# Bilde bei Bedarf Doppel- oder Dreifachbindungen.
# Prüfe am Ende die Gesamtzahl der eingezeichneten Elektronen.

{{BR}}
== Elektronen zählen ==

Die Gesamtzahl ergibt sich aus der Summe aller Valenzelektronen:

<math>V_{\mathrm{gesamt}}=\sum V_{\mathrm{Atome}}</math>

Bei einem negativ geladenen Ion wird für jede negative Ladung ein Elektron addiert. Bei einem positiv geladenen Ion wird für jede positive Ladung ein Elektron abgezogen.

'''Beispiel Methan:''' Kohlenstoff liefert vier und vier Wasserstoffatome liefern zusammen vier Valenzelektronen. Damit besitzt <math>CH_4</math> insgesamt acht Valenzelektronen.

{{BR}}
= Beispiele =

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== Wasser ==

Beim Wassermolekül <math>H_2O</math> steht Sauerstoff in der Mitte. Zwei Einfachbindungen verbinden das Sauerstoffatom mit den Wasserstoffatomen. Am Sauerstoff bleiben zwei freie Elektronenpaare.

[[Datei:Water with 4 single electrons.svg|500px|rahmenlos|center]]

'''Kontrolle:''' Jedes Wasserstoffatom erreicht zwei Elektronen. Das Sauerstoffatom erreicht acht Elektronen.

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== Ammoniak ==

Beim Ammoniakmolekül <math>NH_3</math> bildet Stickstoff drei Einfachbindungen zu Wasserstoff. Ein freies Elektronenpaar bleibt am Stickstoff.

[[Datei:Ammonia Lewis structure.svg|500px|rahmenlos|center]]

{{BR}}
== Methan ==

Beim Methanmolekül <math>CH_4</math> bildet Kohlenstoff vier Einfachbindungen. Am Kohlenstoff bleiben keine freien Elektronenpaare.

[[Datei:Electron-formula CH4.svg|400px|rahmenlos|center]]

{{BR}}
== Sauerstoff und Stickstoff ==

Im Sauerstoffmolekül <math>O_2</math> teilen die Atome zwei Elektronenpaare. Es entsteht eine Doppelbindung. Jedes Sauerstoffatom besitzt außerdem zwei freie Elektronenpaare.

[[Datei:Dioxygen Lewis.svg|400px|rahmenlos|center]]

Im Stickstoffmolekül <math>N_2</math> teilen die Atome drei Elektronenpaare. Es entsteht eine Dreifachbindung. Jedes Stickstoffatom besitzt noch ein freies Elektronenpaar.

[[Datei:Electron-fomura triple-bond NN.svg|400px|rahmenlos|center]]

{{BR}}
== Kohlenstoffdioxid ==

Bei <math>CO_2</math> steht Kohlenstoff in der Mitte. Zwischen Kohlenstoff und jedem Sauerstoffatom liegt eine Doppelbindung. Die Formel lautet vereinfacht <code>O=C=O</code>. Jedes Sauerstoffatom besitzt zwei freie Elektronenpaare.

[[Datei:Carbon-dioxide-octet-dot-cross-colour-coded-2D.png|500px|rahmenlos|center]]

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=toQD3nPZQn4 |500|center}}

{{BR}}
= Formalladungen und Molekülionen =

Bei Ionen wird die gesamte Lewis-Formel in eckige Klammern gesetzt und mit der Gesamtladung versehen. Die Formalladung eines Atoms kann so berechnet werden:

<math>\mathrm{FL}=V-N-\frac{B}{2}</math>

Dabei ist <math>V</math> die Zahl der Valenzelektronen des freien Atoms, <math>N</math> die Zahl der nichtbindenden Elektronen und <math>B</math> die Zahl der Bindungselektronen.

Formalladungen helfen, mögliche Lewis-Formeln zu vergleichen. Eine günstige Darstellung besitzt häufig kleine Formalladungen. Formalladung und tatsächliche Ladungsverteilung sind jedoch nicht dasselbe.

[[Datei:Estructura de Lewis ion nitrato.svg|400px|rahmenlos|center]]

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= Typische Fehler =

# Die Gesamtzahl der Valenzelektronen wird nicht geprüft.
# Freie Elektronenpaare werden vergessen.
# Wasserstoff erhält fälschlich mehr als zwei Elektronen.
# Eine Ladung des Molekülions wird nicht berücksichtigt.
# Doppel- oder Dreifachbindungen werden gesetzt, obwohl die Elektronenzahl dann nicht mehr stimmt.

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= Grenzen des Modells =

Lewis-Formeln sind zweidimensionale Modelle. Sie zeigen die Verknüpfung von Atomen und Elektronenpaaren, aber nicht zuverlässig die räumliche Molekülform. Dafür wird häufig das [[VSEPR-Modell]] verwendet. Auch Radikale, Elektronenmangelverbindungen, hypervalente Moleküle und das magnetische Verhalten von Sauerstoff lassen sich mit einfachen Lewis-Formeln nur begrenzt beschreiben.

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= Merksätze =

# Zähle zuerst alle Valenzelektronen.
# Ein Bindungsstrich steht für zwei Elektronen.
# Wasserstoff erfüllt meist die Duettregel.
# Viele Hauptgruppenatome erfüllen die Oktettregel.
# Prüfe am Ende Elektronenzahl, freie Paare und Ladungen.

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= Interaktive Aufgaben =

{{BR}}
== Quiz: Teste Dein Wissen ==

{{MC}}

'''Welche Elektronen werden in einer Lewis-Formel dargestellt?'''
(Valenzelektronen)
(!Alle Elektronen eines Atoms)
(!Nur die Elektronen des Atomkerns)
(!Nur Elektronen der innersten Schale)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Wofür steht ein Bindungsstrich?'''
(Für ein bindendes Elektronenpaar)
(!Für ein einzelnes Proton)
(!Für eine vollständige Elektronenschale)
(!Für eine Ionenladung)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Wie viele Elektronen strebt Wasserstoff nach der Duettregel an?'''
(Zwei Elektronen)
(!Vier Elektronen)
(!Sechs Elektronen)
(!Acht Elektronen)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Wie viele Außenelektronen umfasst ein erfülltes Oktett?'''
(Acht Elektronen)
(!Zwei Elektronen)
(!Zehn Elektronen)
(!Zwölf Elektronen)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Wie viele freie Elektronenpaare besitzt Sauerstoff in der Lewis-Formel von Wasser?'''
(Zwei freie Elektronenpaare)
(!Kein freies Elektronenpaar)
(!Ein freies Elektronenpaar)
(!Drei freie Elektronenpaare)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Welche Bindungen liegen in Kohlenstoffdioxid zwischen Kohlenstoff und Sauerstoff vor?'''
(Zwei Doppelbindungen)
(!Zwei Einfachbindungen)
(!Eine Dreifachbindung)
(!Vier Einfachbindungen)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Wie viele freie Elektronenpaare besitzt Stickstoff im Ammoniakmolekül?'''
(Ein freies Elektronenpaar)
(!Kein freies Elektronenpaar)
(!Zwei freie Elektronenpaare)
(!Drei freie Elektronenpaare)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Wie viele Valenzelektronen besitzt Methan insgesamt?'''
(Acht Valenzelektronen)
(!Vier Valenzelektronen)
(!Sechs Valenzelektronen)
(!Zwölf Valenzelektronen)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Was geschieht beim Zählen der Elektronen eines einfach negativ geladenen Ions?'''
(Ein Elektron wird addiert)
(!Ein Elektron wird abgezogen)
(!Zwei Elektronen werden abgezogen)
(!Die Ladung wird nicht beachtet)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Welche Information liefert eine einfache Lewis-Formel nicht zuverlässig?'''
(Die genaue räumliche Molekülform)
(!Die verbundenen Atome)
(!Die bindenden Elektronenpaare)
(!Die freien Elektronenpaare)

{{E}}
<br>

{{BR}}
== Memory ==

<div class="memo-quiz">
{|
|-
| Valenzelektron || Elektron der äußersten Schale
|-
| Bindungspaar || gemeinsam genutztes Elektronenpaar
|-
| Freies Elektronenpaar || nichtbindendes Elektronenpaar
|-
| Einfachbindung || einzelner Bindungsstrich
|-
| Doppelbindung || zwei Bindungsstriche
|-
| Dreifachbindung || drei Bindungsstriche
|-
| Oktettregel || acht Außenelektronen
|-
| Duettregel || zwei Außenelektronen
|}
{{E}}
<br>

{{BR}}
== Drag and Drop ==

<div class="lueckentext-quiz">

{| class="wikitable"
! Ordne die richtigen Begriffe zu.
! Lewis-Schreibweise
|-
| '''Bindungsstrich'''
| Bindendes Elektronenpaar
|-
| '''Elektronenpunkt'''
| Einzelnes Valenzelektron
|-
| '''Doppelstrich'''
| Doppelbindung
|-
| '''Dreifachstrich'''
| Dreifachbindung
|-
| '''Eckige Klammer mit Minuszeichen'''
| Anion
|-
| '''Eckige Klammer mit Pluszeichen'''
| Kation

|}
{{E}}

<br>
<br />

{{BR}}
== Kreuzworträtsel ==

<div class="kreuzwort-quiz">
{|
|-
| Oktett || Welche Regel beschreibt acht Außenelektronen?
|-
| Valenzelektron || Wie heißt ein Elektron der äußersten Schale?
|-
| Bindungspaar || Wie heißt ein gemeinsam genutztes Elektronenpaar?
|-
| Kohlenstoff || Welches Element steht im Methanmolekül im Zentrum?
|-
| Formalladung || Welche rechnerische Ladung kann einem Atom in einer Lewis-Formel zugeordnet werden?
|-
| Doppelbindung || Welche Bindungsart liegt im Sauerstoffmolekül vor?
|}
{{E}}
<br>

{{BR}}
== LearningApps ==

<iframe> https://learningapps.org/index.php?s=Lewis-Formeln+Chemie </iframe>

{{BR}}
== Lückentext ==

<quiz display=simple>
{'''Vervollständige den Text.'''<br>
|type="{}"}
Eine Lewis-Formel zeigt vor allem die { Valenzelektronen } eines Moleküls. Ein Strich zwischen zwei Atomen steht für ein { bindendes Elektronenpaar }. Wasserstoff folgt meist der { Duettregel }. Viele Hauptgruppenatome streben nach der { Oktettregel } acht Außenelektronen an. Beim Wassermolekül besitzt Sauerstoff zwei { freie Elektronenpaare }. Im Sauerstoffmolekül liegt eine { Doppelbindung } vor. Im Stickstoffmolekül liegt eine { Dreifachbindung } vor. Bei einem negativ geladenen Ion wird beim Elektronenzählen ein Elektron { addiert }. Die genaue räumliche Gestalt wird besser mit dem { VSEPR-Modell } beschrieben.
</quiz>

<br>

{{BR}}
= Offene Aufgaben =

{{BR}}
=== Leicht ===

# [[Lewis-Symbol|Lewis-Symbole zeichnen]]: Zeichne die Lewis-Symbole von Wasserstoff, Kohlenstoff, Stickstoff, Sauerstoff und Chlor.
# [[Summenformel|Formeln vergleichen]]: Erkläre an Wasser den Unterschied zwischen Summenformel und Lewis-Formel.
# [[Fehlersuche|Fehlerdetektiv]]: Erfinde eine falsche Lewis-Formel und markiere anschließend alle Fehler.
# [[Lernkarte|Lernkarten gestalten]]: Erstelle Lernkarten zu Einfachbindung, Doppelbindung, Dreifachbindung und freiem Elektronenpaar.

{{BR}}
=== Standard ===

# [[Molekül|Molekülgalerie]]: Zeichne korrekte Lewis-Formeln von Wasser, Ammoniak, Methan, Sauerstoff und Kohlenstoffdioxid.
# [[Erklärvideo|Erklärvideo erstellen]]: Produziere ein kurzes Video, in dem Du die Schrittfolge zum Aufstellen einer Lewis-Formel erklärst.
# [[Molekülmodell|Modell und Formel]]: Baue drei Molekülmodelle und vergleiche ihre räumliche Form mit der zweidimensionalen Lewis-Formel.
# [[Interview|Fachinterview]]: Befrage eine Chemielehrkraft zu häufigen Fehlern bei Lewis-Formeln und fasse die Antworten zusammen.

{{BR}}
=== Schwer ===

# [[Molekülion|Molekülionen untersuchen]]: Zeichne Lewis-Formeln für Ammonium, Oxonium und Carbonat und kennzeichne Ladungen.
# [[Formalladung|Formalladungen prüfen]]: Berechne Formalladungen in mehreren möglichen Strukturen und begründe, welche Darstellung günstiger ist.
# [[VSEPR-Modell|Modelle vergleichen]]: Vergleiche Lewis-Formel und VSEPR-Modell an Wasser, Ammoniak und Kohlenstoffdioxid.
# [[Lernspiel|Lernspiel entwickeln]]: Entwickle ein analoges oder digitales Spiel, in dem Moleküle aus Atomen und Elektronenpaaren korrekt zusammengesetzt werden.

{{:Offene Aufgabe - MOOC erstellen}}

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= Lernkontrolle =

# [[Valenzelektron|Unbekanntes Molekül]]: Ein Element der sechsten Hauptgruppe bildet mit zwei Wasserstoffatomen ein Molekül. Leite eine mögliche Lewis-Formel her und begründe Deine Entscheidung.
# [[Doppelbindung|Bindungsbedarf erklären]]: Erkläre mithilfe der Oktettregel, weshalb Sauerstoff im Molekül <math>O_2</math> eine Doppelbindung bildet.
# [[Molekülgeometrie|Modelle bewerten]]: Vergleiche <math>H_2O</math> und <math>CO_2</math>. Zeige, welche Informationen die Lewis-Formeln liefern und welche räumlichen Informationen fehlen.
# [[Fehleranalyse|Fehleranalyse Ammoniak]]: Eine Zeichnung zeigt Stickstoff mit drei Wasserstoffbindungen, aber ohne freies Elektronenpaar. Erkläre den Fehler durch Elektronenzählung.
# [[Molekülion|Ladung übertragen]]: Beschreibe, wie sich die Elektronenzahl beim Übergang von Ammoniak zu Ammonium verändert und welche Folgen das für die Lewis-Formel hat.
# [[Modellkritik|Modellgrenzen]]: Begründe, warum eine Lewis-Formel nützlich ist, obwohl sie die tatsächliche räumliche Struktur nicht vollständig zeigt.

<br>
<br>

{{BR}}
= Lernnachweis =

Für einen Lernnachweis solltest Du zeigen, dass Du:

# Valenzelektronen aus dem Periodensystem ableiten kannst.
# die Gesamtzahl der Valenzelektronen eines Moleküls oder Molekülions korrekt bestimmst.
# Einfach-, Doppel- und Dreifachbindungen richtig einzeichnest.
# freie Elektronenpaare vollständig darstellst.
# Duettregel, Oktettregel und Formalladung sinnvoll anwendest.
# eine Lewis-Formel kontrollierst und typische Fehler begründest.
# die Aussagekraft und die Grenzen des Modells erklärst.
# Lewis-Formeln auf neue, einfache Moleküle übertragen kannst.

<br>
<br>

{{BR}}
= OERs zum Thema =

<iframe> https://de.m.wikipedia.org/wiki/Valenzstrichformel </iframe>

<br>

{{BR}}
= Verknüpfte Lernbereiche =

{| align=center
{{:D-Tab}}
'''[[Lewis-Formeln - Chemie]]'''
# [[Atom]]
# [[Valenzelektron]]
# [[Periodensystem]]
# [[Kovalente Bindung]]
# [[Elektronenpaarbindung]]
# [[Oktettregel]]
# [[Strukturformel]]
# [[Molekül]]
# [[Formalladung]]
# [[VSEPR-Modell]]
|}

[[Kategorie:Chemie]]
[[Kategorie:Chemische Bindung]]
[[Kategorie:Atombindung]]
[[Kategorie:Molekül]]
[[Kategorie:Klasse 7-8]]
[[Kategorie:Klasse 9-10]]

{{BR}}
= aiMOOC-Projekte =
[[Kategorie:AI_MOOC]] [[Kategorie:GPT aiMOOC]]
{{MT}}

Lewis-Formeln - Chemie - Versionsgeschichte

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