Elektronenpaarbindung - Chemie
Elektronenpaarbindung - Chemie
Elektronenpaarbindung - Chemie
Einleitung
Die Elektronenpaarbindung wird auch Atombindung oder kovalente Bindung genannt. Sie hält viele Moleküle und Atomgitter zusammen. Dabei teilen sich zwei Atome ein oder mehrere Paare von Valenzelektronen.
Du lernst in diesem aiMOOC, wie eine Elektronenpaarbindung entsteht, wie Du Lewis-Formeln zeichnest und wie Einfach-, Doppel- und Dreifachbindungen unterschieden werden. Außerdem untersuchst Du, wann Bindungen polar sind und warum die räumliche Form eines Moleküls wichtig ist.
Beim Wasserstoffmolekül H2 teilen sich zwei Wasserstoffatome ein Elektronenpaar. Dieses gemeinsame Paar bildet eine Einfachbindung.
Grundidee der Elektronenpaarbindung
Atome gehen Bindungen ein, weil ein gebundener Zustand häufig energetisch günstiger ist als der Zustand einzelner Atome. Bei der Elektronenpaarbindung befindet sich ein gemeinsames Elektronenpaar zwischen zwei Atomkernen. Die negativ geladenen Elektronen werden von beiden positiv geladenen Kernen angezogen. Dadurch entsteht eine Bindung.
Elektronenpaarbindungen entstehen meist zwischen Atomen von Nichtmetallen. Beispiele sind Wasserstoff H2, Sauerstoff O2, Stickstoff N2, Wasser H2O, Methan CH4 und Kohlenstoffdioxid CO2.
Die Außenelektronen eines Atoms heißen Valenzelektronen. Sie sind für die Bildung chemischer Bindungen besonders wichtig.
Edelgasregel und Duettregel
Die Edelgasregel ist ein nützliches Schulmodell: Viele Hauptgruppenelemente bilden Bindungen so, dass sie in ihrer Außenschale rechnerisch acht Elektronen erreichen. Man spricht von einem Oktett. Wasserstoff besitzt nur die erste Elektronenschale und strebt meist zwei Elektronen an. Das wird Duettregel genannt.
Die Edelgasregel ist keine ausnahmslose Naturregel. Es gibt Moleküle mit weniger oder mehr als acht Außenelektronen sowie Teilchen mit einer ungeraden Elektronenzahl. Für viele einfache Moleküle ist das Modell jedoch sehr hilfreich.
Bindende und freie Elektronenpaare
Ein bindendes Elektronenpaar wird von zwei Atomen gemeinsam genutzt. Ein freies Elektronenpaar gehört in der Lewis-Darstellung nur zu einem Atom und ist nicht direkt an einer Bindung beteiligt.
Beim Wassermolekül besitzt das Sauerstoffatom zwei bindende und zwei freie Elektronenpaare. Die freien Elektronenpaare beeinflussen die räumliche Gestalt des Moleküls.
Lewis-Formeln zeichnen
Die Lewis-Formel zeigt Valenzelektronen als Punkte oder Striche. Ein Strich zwischen zwei Atomsymbolen steht für ein gemeinsames Elektronenpaar. Freie Elektronenpaare werden als Punktpaare oder kurze Striche am Atomsymbol dargestellt.
Vorgehen in fünf Schritten
- Valenzelektronen zählen: Bestimme die Zahl aller Außenelektronen der beteiligten Atome.
- Grundgerüst wählen: Setze das Atom, das mehrere Bindungen bilden kann, meist in die Mitte. Wasserstoff steht nie im Zentrum.
- Einfachbindungen einzeichnen: Verbinde benachbarte Atome zunächst durch je eine Einfachbindung.
- Außenschalen ergänzen: Verteile die übrigen Elektronen zuerst an den äußeren Atomen.
- Mehrfachbindungen prüfen: Fehlt dem Zentralatom ein Oktett, können freie Elektronenpaare in Doppel- oder Dreifachbindungen umgewandelt werden.
Beispiele für Lewis-Formeln
| Stoff | Formel | Bindung | Besonderheit |
|---|---|---|---|
| Wasserstoff | H2 | eine Einfachbindung | jedes H erreicht ein Duett |
| Sauerstoff | O2 | eine Doppelbindung | jedes O besitzt zwei freie Elektronenpaare |
| Stickstoff | N2 | eine Dreifachbindung | jedes N besitzt ein freies Elektronenpaar |
| Wasser | H2O | zwei Einfachbindungen | O besitzt zwei freie Elektronenpaare |
| Methan | CH4 | vier Einfachbindungen | C besitzt keine freien Elektronenpaare |
| Kohlenstoffdioxid | CO2 | zwei Doppelbindungen | Molekül ist linear |
Die Punkt-Kreuz-Darstellung macht sichtbar, von welchem Atom die Elektronen ursprünglich stammen. Nach der Bindungsbildung gehört das gemeinsame Elektronenpaar jedoch zur gesamten Bindung.
Im Stickstoffmolekül N2 teilen sich die Atome drei Elektronenpaare. Eine Dreifachbindung wird durch drei Striche dargestellt.
Kohlenstoffdioxid besitzt zwei C=O-Doppelbindungen. Das Kohlenstoffatom und beide Sauerstoffatome erreichen in der Lewis-Darstellung ein Oktett.
Ammoniak NH3 besitzt drei N-H-Bindungen und ein freies Elektronenpaar am Stickstoffatom.
Einfach-, Doppel- und Dreifachbindungen
| Bindungsart | Zahl gemeinsamer Elektronenpaare | Schreibweise | Beispiel |
|---|---|---|---|
| Einfachbindung | ein Paar | A–B | H–H |
| Doppelbindung | zwei Paare | A=B | O=O |
| Dreifachbindung | drei Paare | A≡B | N≡N |
Mehrfachbindungen sind in vergleichbaren Teilchen meist kürzer und stärker als entsprechende Einfachbindungen. Ein direkter Vergleich ist jedoch nur sinnvoll, wenn ähnliche Atome und ähnliche Molekülumgebungen betrachtet werden.
Elektronegativität und Bindungspolarität
Die Elektronegativität beschreibt, wie stark ein Atom die gemeinsamen Bindungselektronen anzieht. Die Differenz der Elektronegativitäten kann mit
berechnet werden.
Bei gleichen Atomen ist die Elektronenpaarbindung unpolar. Bei verschiedenen Atomen kann das bindende Elektronenpaar zu einem Atom verschoben sein. Dann entstehen Teilladungen: Das stärker anziehende Atom trägt eine partielle negative Ladung δ−, das andere eine partielle positive Ladung δ+.
Die O-H-Bindungen im Wasser sind polar, weil Sauerstoff die Bindungselektronen stärker anzieht als Wasserstoff.
Als grobe Orientierung werden im Unterricht häufig folgende Bereiche verwendet. Die Grenzen sind Modellwerte und keine scharfen Naturgrenzen.
| Elektronegativitätsdifferenz | vereinfachte Einordnung |
|---|---|
| klein | überwiegend unpolare Elektronenpaarbindung |
| mittel | polare Elektronenpaarbindung |
| sehr groß | stark ionischer Bindungsanteil |
Bindungspolarität und Molekülpolarität
Eine polare Bindung macht nicht automatisch das gesamte Molekül zu einem Dipol. Entscheidend sind die Bindungspolaritäten und die räumliche Anordnung der Bindungen.
- Im gewinkelten Wassermolekül heben sich die Bindungsdipole nicht auf. Wasser ist ein Dipolmolekül.
- Im linearen Kohlenstoffdioxid zeigen die beiden gleich starken Bindungsdipole in entgegengesetzte Richtungen. Sie heben sich auf; CO2 ist insgesamt unpolar.
- Im symmetrischen Methanmolekül heben sich die vier Bindungsdipole ebenfalls auf.
Die lineare Gestalt des Kohlenstoffdioxidmoleküls erklärt, warum sich seine beiden Bindungsdipole gegenseitig aufheben.
Methan ist tetraedrisch gebaut. Die symmetrische räumliche Anordnung führt dazu, dass das Molekül insgesamt unpolar ist.
Molekülgestalt
Elektronenpaare stoßen sich gegenseitig ab. Nach dem VSEPR-Modell ordnen sie sich um ein Zentralatom so an, dass ihre Abstände möglichst groß sind. Freie Elektronenpaare beanspruchen meist mehr Raum als bindende Elektronenpaare und verändern dadurch Bindungswinkel.
| Molekül | Elektronenpaar-Anordnung am Zentralatom | Molekülgestalt |
|---|---|---|
| CO2 | zwei bindende Bereiche | linear |
| CH4 | vier bindende Bereiche | tetraedrisch |
| NH3 | drei bindende und ein freier Bereich | trigonal-pyramidal |
| H2O | zwei bindende und zwei freie Bereiche | gewinkelt |
Molekülstoffe und Atomgitter
Viele Elektronenpaarbindungen bilden einzelne Moleküle. Zwischen diesen Molekülen wirken zwischenmolekulare Kräfte. Daher besitzen viele kleine Molekülstoffe vergleichsweise niedrige Schmelz- und Siedetemperaturen.
In Atomgittern sind sehr viele Atome durch Elektronenpaarbindungen zu einem räumlichen Netzwerk verbunden. Solche Stoffe können sehr hart sein und hohe Schmelztemperaturen besitzen. Diamant ist ein Beispiel.
Diamant und Graphit bestehen beide aus Kohlenstoff, besitzen aber unterschiedliche Strukturen. Im Diamant ist jedes Kohlenstoffatom räumlich mit vier weiteren Kohlenstoffatomen verbunden. Im Graphit bilden die Atome Schichten; bewegliche Elektronen ermöglichen dort elektrische Leitfähigkeit vor allem innerhalb der Schichten.
Typische Stoffeigenschaften
| Stofftyp | Typische Merkmale | Wichtige Ausnahmen |
|---|---|---|
| kleine Molekülstoffe | oft niedrige Schmelz- und Siedetemperaturen; meist keine elektrische Leitfähigkeit im reinen Zustand | starke zwischenmolekulare Kräfte können Siedetemperaturen erhöhen |
| polare Molekülstoffe | häufig gut in polaren Lösungsmitteln löslich | Löslichkeit hängt auch von Molekülgröße und weiteren Wechselwirkungen ab |
| unpolare Molekülstoffe | häufig gut in unpolaren Lösungsmitteln löslich | Mischbarkeit lässt sich nicht allein aus einer einzelnen Bindung ableiten |
| Atomgitter | oft hart und hochschmelzend | Graphit ist weich und elektrisch leitfähig |
Häufige Fehler
- Bindung und freies Elektronenpaar verwechseln: Nur Elektronenpaare zwischen zwei Atomen bilden eine Bindung.
- Oktettregel als absolute Regel behandeln: Sie ist ein Modell mit Ausnahmen.
- Polare Bindung mit Dipolmolekül gleichsetzen: Die Molekülgestalt muss berücksichtigt werden.
- Molekülkräfte und Atombindungen verwechseln: Elektronenpaarbindungen wirken innerhalb eines Moleküls; zwischen Molekülen wirken andere Kräfte.
- Elektronen in der Lewis-Formel falsch zählen: Ein Bindungsstrich entspricht zwei Elektronen.
Merksätze
Eine Elektronenpaarbindung entsteht durch ein gemeinsam genutztes Elektronenpaar.
Ein Bindungsstrich in der Lewis-Formel steht für zwei Elektronen.
Die Polarität eines Moleküls hängt von den Bindungspolaritäten und von der räumlichen Gestalt ab.
Die Edelgasregel ist ein hilfreiches Modell, besitzt aber Ausnahmen.
Interaktive Aufgaben
Quiz: Teste Dein Wissen
Was kennzeichnet eine Elektronenpaarbindung? (Zwei Atome nutzen mindestens ein Elektronenpaar gemeinsam) (!Ein Atomkern wird zwischen zwei Atomen geteilt) (!Elektronen werden vollständig zu Neutronen) (!Nur Metallatome können sie bilden)
Zwischen welchen Atomen entstehen Elektronenpaarbindungen besonders häufig? (Zwischen Nichtmetallatomen) (!Nur zwischen Edelgasatomen) (!Nur zwischen Metallatomen) (!Ausschließlich zwischen Ionen)
Welche Bindung besitzt das Wasserstoffmolekül H2? (Eine Einfachbindung) (!Eine Doppelbindung) (!Eine Dreifachbindung) (!Keine chemische Bindung)
Welche Bindung wird im Sauerstoffmolekül O2 vereinfacht dargestellt? (Eine Doppelbindung) (!Eine Einfachbindung) (!Eine Dreifachbindung) (!Eine Ionenbindung)
Wie viele gemeinsame Elektronenpaare besitzt die Dreifachbindung in N2? (Drei) (!Eins) (!Zwei) (!Vier)
Wie viele freie Elektronenpaare besitzt das Sauerstoffatom im Wassermolekül? (Zwei) (!Keines) (!Eins) (!Vier)
Wofür steht ein Bindungsstrich in einer Lewis-Formel? (Für ein gemeinsames Elektronenpaar) (!Für ein Proton) (!Für ein einzelnes Neutron) (!Für eine vollständige Elektronenschale)
Wodurch wird eine Elektronenpaarbindung polar? (Durch unterschiedliche Anziehung der Bindungselektronen) (!Durch gleiche Elektronegativität beider Atome) (!Durch das Fehlen aller Valenzelektronen) (!Durch eine Änderung der Protonenzahl)
Warum ist Kohlenstoffdioxid trotz polarer C-O-Bindungen insgesamt unpolar? (Die Bindungsdipole heben sich in der linearen Form auf) (!Das Molekül enthält keine Elektronen) (!Kohlenstoffdioxid besteht aus Ionen) (!Sauerstoff besitzt keine Elektronegativität)
Welche Aussage zu Diamant ist richtig? (Seine Kohlenstoffatome bilden ein räumliches Atomgitter) (!Er besteht aus einzelnen zweiatomigen Molekülen) (!Er wird nur durch Ionenbindungen zusammengehalten) (!Er besitzt keine chemischen Bindungen)
Memory
| Bindungselektronenpaar | gemeinsam genutztes Elektronenpaar |
| freies Elektronenpaar | nichtbindendes Elektronenpaar an einem Atom |
| Einfachbindung | ein gemeinsames Elektronenpaar |
| Doppelbindung | zwei gemeinsame Elektronenpaare |
| Dreifachbindung | drei gemeinsame Elektronenpaare |
| Elektronegativität | Maß für die Anziehung von Bindungselektronen |
| Lewisformel | Darstellung der Valenzelektronen |
| Atomgitter | Netzwerk aus kovalent verbundenen Atomen |
Drag and Drop
| Ordne die richtigen Begriffe zu. | Bindungsbeschreibung |
|---|---|
| Wasserstoffmolekül | Einfachbindung |
| Sauerstoffmolekül | Doppelbindung |
| Stickstoffmolekül | Dreifachbindung |
| Wassermolekül | zwei freie Elektronenpaare am Sauerstoff |
| Methanmolekül | vier Einfachbindungen am Kohlenstoff |
Kreuzworträtsel
| Oktett | Wie heißt eine Außenschale mit acht Elektronen im Modell? |
| Valenzelektronen | Wie heißen die Elektronen der äußersten besetzten Schale? |
| Elektronegativität | Welche Größe beschreibt die Anziehung von Bindungselektronen? |
| Molekül | Wie heißt ein abgegrenztes Teilchen aus verbundenen Atomen? |
| Lewisformel | Welche Schreibweise zeigt Valenzelektronen als Punkte oder Striche? |
| Bindungselektronen | Wie heißen die Elektronen eines gemeinsamen Paars? |
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Lückentext
Offene Aufgaben
Leicht
- Lewis-Symbole zeichnen: Zeichne die Valenzelektronen von H, C, N, O und Cl als Lewis-Symbole.
- Molekülmodell bauen: Baue H2, O2 und N2 mit Knete und Stäbchen und kennzeichne die Bindungszahl.
- Karten sortieren: Erstelle Karten mit Stoffformeln und ordne sie Einfach-, Doppel- oder Dreifachbindungen zu.
- Erklärsatz schreiben: Formuliere in höchstens drei Sätzen, warum zwei Wasserstoffatome ein gemeinsames Elektronenpaar bilden.
Standard
- Lewis-Formeln vergleichen: Zeichne H2O, NH3, CH4 und CO2 und markiere freie Elektronenpaare.
- Bindungspolarität untersuchen: Vergleiche H-H, H-Cl, O-H und C-O und begründe die Reihenfolge ihrer Polarität.
- Molekülgestalten erklären: Erstelle eine Skizze zu CO2, CH4, NH3 und H2O und erkläre die jeweilige Form.
- Erklärvideo planen: Entwirf ein einminütiges Erklärvideo zur Frage, warum Wasser ein Dipolmolekül und Kohlenstoffdioxid kein Dipolmolekül ist.
Schwer
- Stoffeigenschaften deuten: Vergleiche Diamant und Graphit und erkläre Härte sowie elektrische Leitfähigkeit aus der Struktur.
- Grenzen der Oktettregel: Recherchiere zwei Ausnahmen von der Oktettregel und erkläre, warum das Schulmodell trotzdem nützlich ist.
- Löslichkeitsversuch planen: Plane einen sicheren Schulversuch zur Löslichkeit polarer und unpolarer Stoffe. Formuliere Hypothese, Variablen und Auswertung.
- Lernplakat gestalten: Erstelle ein Lernplakat, das Lewis-Formel, Bindungspolarität, Molekülgestalt und Stoffeigenschaften in einer zusammenhängenden Erklärung verbindet.
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Lernkontrolle
- Unbekanntes Molekül erschließen: Entwickle für ein einfaches Molekül aus der Summenformel eine plausible Lewis-Formel. Begründe Elektronenzahl, Bindungen und freie Elektronenpaare.
- Gestalt vorhersagen: Leite aus einer Lewis-Formel die räumliche Gestalt ab und erkläre den Einfluss freier Elektronenpaare.
- Molekülpolarität beurteilen: Entscheide für mehrere Moleküle, ob sie Dipole sind. Begründe mit Bindungspolarität und Symmetrie.
- Eigenschaften erklären: Vergleiche einen Molekülstoff mit einem Atomgitter und leite Unterschiede bei Härte, Schmelztemperatur und Leitfähigkeit ab.
- Modelle bewerten: Erkläre, was die Lewis-Formel gut darstellt und welche räumlichen oder quantenchemischen Aspekte sie nicht zeigt.
- Transfer durchführen: Wähle einen Alltagsstoff mit Elektronenpaarbindungen und erkläre, wie seine Molekülstruktur mindestens eine beobachtbare Eigenschaft beeinflusst.
Lernnachweis
Für einen Lernnachweis zu diesem Thema ist wichtig, dass Du:
- die Elektronenpaarbindung fachsprachlich erklären kannst,
- Valenzelektronen sicher bestimmst,
- Lewis-Formeln einfacher Moleküle zeichnest,
- bindende und freie Elektronenpaare unterscheidest,
- Einfach-, Doppel- und Dreifachbindungen erkennst,
- Bindungspolarität mit Elektronegativität begründest,
- Molekülpolarität aus Bindungen und Molekülgestalt ableitest,
- Struktur-Eigenschafts-Beziehungen an Beispielen erklärst,
- Möglichkeiten und Grenzen der verwendeten Modelle beschreibst.
OERs zum Thema
Verknüpfte Lernbereiche
Die Elektronenpaarbindung verbindet den Aufbau der Atome mit Molekülstruktur und Stoffeigenschaften. Valenzelektronen bestimmen mögliche Bindungen. Lewis-Formeln zeigen Elektronenpaare, das VSEPR-Modell beschreibt die räumliche Gestalt und die Elektronegativität hilft bei der Beurteilung von Polarität. Aus diesen Modellen lassen sich Löslichkeit, Schmelzverhalten und elektrische Leitfähigkeit vieler Stoffe erklären.
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