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Elektronenpaarbindung einfach erklärt
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.
Hake ab, was du schon kannst — und komm am Ende hierher zurück!
Warum teilen Atome Elektronen?
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 stabile Außenschale. Wasserstoff werden dabei zwei Elektronen zugerechnet. Bei den hier betrachteten Nichtmetallatomen sind es meist acht.
Elektronenpaarbindung
Eine Elektronenpaarbindung, auch Atombindung oder kovalente Bindung genannt, entsteht durch mindestens ein gemeinsam genutztes Elektronenpaar zwischen zwei Atomen.
Beispiel: Wasserstoff H₂
Jedes Wasserstoffatom besitzt ein Elektron und benötigt für eine gefüllte erste Schale ein zweites. Nähern sich zwei H-Atome, steuert jedes ein Elektron zu einem gemeinsamen Paar bei.
Die Darstellung H–H zeigt das Wasserstoffmolekül. Der Strich steht für zwei gemeinsam genutzte Elektronen. Weil das Paar beiden Atomen zugerechnet wird, erreicht jedes H-Atom zwei Elektronen.
Die beiden Atome besitzen nicht jeweils ein eigenes neues Elektronenpaar. Sie nutzen dasselbe Paar gemeinsam.
Wie entstehen Einfach-, Doppel- und Dreifachbindungen?
Die Zahl der gemeinsam genutzten Elektronenpaare heißt Bindungsordnung. Ein gemeinsames Paar bildet eine Einfachbindung, zwei bilden eine Doppelbindung und drei eine Dreifachbindung.
| Bindung | Gemeinsame Elektronenpaare | Darstellung | Beispiel |
|---|---|---|---|
| Einfachbindung | 1 | H–H | H₂ |
| Doppelbindung | 2 | O=O | O₂ |
| Dreifachbindung | 3 | N≡N | N₂ |
Warum braucht O₂ 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.
Wie liest und erstellt man eine einfache Lewis-Formel?
Eine Lewis-Formel, auch Valenzstrichformel genannt, stellt die Valenzelektronen dar. Ein Strich zwischen zwei Atomen zeigt ein bindendes Elektronenpaar. Elektronenpaare, die nicht an einer Bindung beteiligt sind, heißen freie Elektronenpaare.
Für einfache Moleküle gehst du so vor:
- Bestimme die Valenzelektronen aller Atome.
- Verbinde die Atome zunächst durch Einfachbindungen.
- Ordne die übrigen Elektronen als freie Paare an.
- Prüfe die Außenschalen: H soll zwei Elektronen erreichen, die übrigen hier behandelten Atome meist acht.
- Fehlen noch Elektronen, prüfe, ob eine Doppel- oder Dreifachbindung nötig ist.
Die Oktettregel ist eine hilfreiche schulische Prüfmethode für viele einfache Moleküle, aber keine ausnahmslos gültige Naturregel.
Vollständiges Beispiel: Wasser H₂O
Sauerstoff besitzt sechs Valenzelektronen, jedes Wasserstoffatom eines. Insgesamt sind acht Valenzelektronen zu verteilen.
Die Grunddarstellung lautet H–O–H.
Die zwei O–H-Bindungen enthalten zusammen vier Elektronen. Die übrigen vier Elektronen bilden zwei freie Elektronenpaare am Sauerstoffatom.
Prüfung:
- Jedem H-Atom werden über seine Bindung zwei Elektronen zugerechnet.
- Dem O-Atom werden zwei Bindungspaare und zwei freie Paare zugerechnet, also insgesamt acht Elektronen.
Wann ist eine Elektronenpaarbindung polar?
Die Elektronegativität beschreibt, wie stark ein Atom die gemeinsamen Bindungselektronen anzieht.
Ziehen beide Bindungspartner gleich stark, ist das Elektronenpaar gleichmäßig verteilt. Die Bindung ist unpolar. Das ist beispielsweise bei H–H, O=O und N≡N der Fall, weil jeweils gleiche Atome miteinander verbunden sind.
Zieht ein Atom stärker, verschiebt sich die Elektronendichte zu diesem Atom. Die Bindung ist polar. Das stärker anziehende Atom trägt eine negative Partialladung δ−, sein Partner eine positive Partialladung δ+.
In H–Cl zieht Chlor die Bindungselektronen stärker an als Wasserstoff. Deshalb trägt Cl δ− und H δ+. Es entstehen keine vollständig geladenen Ionen: Die Elektronen werden weiterhin geteilt.
Partialladungen sind Teilladungen. Sie dürfen nicht mit den vollständigen Ladungen von Ionen verwechselt werden.
Die Polarität einer einzelnen Bindung ist nicht automatisch dasselbe wie die Polarität des gesamten Moleküls. Dafür muss zusätzlich die räumliche Anordnung aller Bindungen betrachtet werden.
Wie unterscheidet sie sich von anderen Bindungsarten?
Alle drei grundlegenden Bindungsarten beruhen auf elektrostatischer Anziehung. Entscheidend ist, welche Teilchen einander anziehen.
| 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. |
Karteikasten
Überlege zuerst selbst und drehe die Karte anschließend zum Prüfen um.
Alles auf einen Blick
- Elektronenpaarbindung
- Entstehung: Nichtmetallatome teilen Valenzelektronen
- Bindungswirkung: Beide Kerne ziehen die Bindungselektronen an
- Einfachbindung: ein gemeinsames Elektronenpaar
- Doppelbindung: zwei gemeinsame Elektronenpaare
- Dreifachbindung: drei gemeinsame Elektronenpaare
- Lewis-Formel: Striche zeigen bindende oder freie Paare
- Unpolare Bindung: beide Atome ziehen gleich stark
- Polare Bindung: ein Atom zieht stärker