Lewis-Formeln - Chemie
Lewis-Formeln - Chemie
Einleitung
Lewis-Formeln zeigen, wie die 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 Nichtmetallen, zum Beispiel Wasser, Ammoniak, Methan, Sauerstoff und Kohlenstoffdioxid.
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.
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.
Merke: Ein Bindungsstrich entspricht immer zwei gemeinsam genutzten Elektronen.
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.
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.
Lewis-Formeln aufstellen
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.
Elektronen zählen
Die Gesamtzahl ergibt sich aus der Summe aller Valenzelektronen:
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 insgesamt acht Valenzelektronen.
Beispiele
Wasser
Beim Wassermolekül steht Sauerstoff in der Mitte. Zwei Einfachbindungen verbinden das Sauerstoffatom mit den Wasserstoffatomen. Am Sauerstoff bleiben zwei freie Elektronenpaare.
Kontrolle: Jedes Wasserstoffatom erreicht zwei Elektronen. Das Sauerstoffatom erreicht acht Elektronen.
Ammoniak
Beim Ammoniakmolekül bildet Stickstoff drei Einfachbindungen zu Wasserstoff. Ein freies Elektronenpaar bleibt am Stickstoff.
Methan
Beim Methanmolekül bildet Kohlenstoff vier Einfachbindungen. Am Kohlenstoff bleiben keine freien Elektronenpaare.
Sauerstoff und Stickstoff
Im Sauerstoffmolekül teilen die Atome zwei Elektronenpaare. Es entsteht eine Doppelbindung. Jedes Sauerstoffatom besitzt außerdem zwei freie Elektronenpaare.
Im Stickstoffmolekül teilen die Atome drei Elektronenpaare. Es entsteht eine Dreifachbindung. Jedes Stickstoffatom besitzt noch ein freies Elektronenpaar.
Kohlenstoffdioxid
Bei steht Kohlenstoff in der Mitte. Zwischen Kohlenstoff und jedem Sauerstoffatom liegt eine Doppelbindung. Die Formel lautet vereinfacht O=C=O. Jedes Sauerstoffatom besitzt zwei freie Elektronenpaare.
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:
Dabei ist die Zahl der Valenzelektronen des freien Atoms, die Zahl der nichtbindenden Elektronen und 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.
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.
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.
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.
Interaktive Aufgaben
Quiz: Teste Dein Wissen
Welche Elektronen werden in einer Lewis-Formel dargestellt? (Valenzelektronen) (!Alle Elektronen eines Atoms) (!Nur die Elektronen des Atomkerns) (!Nur Elektronen der innersten Schale)
Wofür steht ein Bindungsstrich? (Für ein bindendes Elektronenpaar) (!Für ein einzelnes Proton) (!Für eine vollständige Elektronenschale) (!Für eine Ionenladung)
Wie viele Elektronen strebt Wasserstoff nach der Duettregel an? (Zwei Elektronen) (!Vier Elektronen) (!Sechs Elektronen) (!Acht Elektronen)
Wie viele Außenelektronen umfasst ein erfülltes Oktett? (Acht Elektronen) (!Zwei Elektronen) (!Zehn Elektronen) (!Zwölf Elektronen)
Wie viele freie Elektronenpaare besitzt Sauerstoff in der Lewis-Formel von Wasser? (Zwei freie Elektronenpaare) (!Kein freies Elektronenpaar) (!Ein freies Elektronenpaar) (!Drei freie Elektronenpaare)
Welche Bindungen liegen in Kohlenstoffdioxid zwischen Kohlenstoff und Sauerstoff vor? (Zwei Doppelbindungen) (!Zwei Einfachbindungen) (!Eine Dreifachbindung) (!Vier Einfachbindungen)
Wie viele freie Elektronenpaare besitzt Stickstoff im Ammoniakmolekül? (Ein freies Elektronenpaar) (!Kein freies Elektronenpaar) (!Zwei freie Elektronenpaare) (!Drei freie Elektronenpaare)
Wie viele Valenzelektronen besitzt Methan insgesamt? (Acht Valenzelektronen) (!Vier Valenzelektronen) (!Sechs Valenzelektronen) (!Zwölf Valenzelektronen)
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)
Welche Information liefert eine einfache Lewis-Formel nicht zuverlässig? (Die genaue räumliche Molekülform) (!Die verbundenen Atome) (!Die bindenden Elektronenpaare) (!Die freien Elektronenpaare)
Memory
| 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 |
Drag and Drop
| 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 |
Kreuzworträtsel
| 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? |
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Lückentext
Offene Aufgaben
Leicht
- Lewis-Symbole zeichnen: Zeichne die Lewis-Symbole von Wasserstoff, Kohlenstoff, Stickstoff, Sauerstoff und Chlor.
- Formeln vergleichen: Erkläre an Wasser den Unterschied zwischen Summenformel und Lewis-Formel.
- Fehlerdetektiv: Erfinde eine falsche Lewis-Formel und markiere anschließend alle Fehler.
- Lernkarten gestalten: Erstelle Lernkarten zu Einfachbindung, Doppelbindung, Dreifachbindung und freiem Elektronenpaar.
Standard
- Molekülgalerie: Zeichne korrekte Lewis-Formeln von Wasser, Ammoniak, Methan, Sauerstoff und Kohlenstoffdioxid.
- Erklärvideo erstellen: Produziere ein kurzes Video, in dem Du die Schrittfolge zum Aufstellen einer Lewis-Formel erklärst.
- Modell und Formel: Baue drei Molekülmodelle und vergleiche ihre räumliche Form mit der zweidimensionalen Lewis-Formel.
- Fachinterview: Befrage eine Chemielehrkraft zu häufigen Fehlern bei Lewis-Formeln und fasse die Antworten zusammen.
Schwer
- Molekülionen untersuchen: Zeichne Lewis-Formeln für Ammonium, Oxonium und Carbonat und kennzeichne Ladungen.
- Formalladungen prüfen: Berechne Formalladungen in mehreren möglichen Strukturen und begründe, welche Darstellung günstiger ist.
- Modelle vergleichen: Vergleiche Lewis-Formel und VSEPR-Modell an Wasser, Ammoniak und Kohlenstoffdioxid.
- Lernspiel entwickeln: Entwickle ein analoges oder digitales Spiel, in dem Moleküle aus Atomen und Elektronenpaaren korrekt zusammengesetzt werden.
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Lernkontrolle
- Unbekanntes Molekül: Ein Element der sechsten Hauptgruppe bildet mit zwei Wasserstoffatomen ein Molekül. Leite eine mögliche Lewis-Formel her und begründe Deine Entscheidung.
- Bindungsbedarf erklären: Erkläre mithilfe der Oktettregel, weshalb Sauerstoff im Molekül eine Doppelbindung bildet.
- Modelle bewerten: Vergleiche und . Zeige, welche Informationen die Lewis-Formeln liefern und welche räumlichen Informationen fehlen.
- Fehleranalyse Ammoniak: Eine Zeichnung zeigt Stickstoff mit drei Wasserstoffbindungen, aber ohne freies Elektronenpaar. Erkläre den Fehler durch Elektronenzählung.
- Ladung übertragen: Beschreibe, wie sich die Elektronenzahl beim Übergang von Ammoniak zu Ammonium verändert und welche Folgen das für die Lewis-Formel hat.
- Modellgrenzen: Begründe, warum eine Lewis-Formel nützlich ist, obwohl sie die tatsächliche räumliche Struktur nicht vollständig zeigt.
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.
OERs zum Thema
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