Chemie Lernzettel – Elektronenpaarbindung

Test am 18.11 - Übersicht, Modelle, Formeln & Beispiele

1. Die Grundidee: Elektronenpaarbindung (Atombindung)

Einfach erklärt: Stell dir zwei Kinder (Atome) vor, die beide ein Spielzeugauto (Elektron) haben, aber eigentlich zwei Autos pro Rennstrecke (Achse) brauchen, um richtig zu spielen. Sie tun sich zusammen und teilen sich ihre Autos. Jetzt hat jedes Kind Zugang zu zwei Autos und beide sind glücklich und stabil.

Fachlich: Eine Bindung zwischen zwei Nichtmetall-Atomen, bei der ein oder mehrere gemeinsame Elektronenpaare gebildet werden.

Beispiel: Zwei Chlor-Atome teilen sich je ein Elektron → Cl₂-Molekül
Tipp: Elektronenpaarbindungen entstehen immer zwischen Nichtmetallen!

2. Kugelwolken-Modell (früher: Schalenmodell)

Was du zeichnen können musst: Atome mit ihren Schalen (Kreisen) und Elektronen (Punkten). Das bindende Elektronenpaar wird zwischen den Atomkernen eingezeichnet.

Beispiel Chlor (Cl₂):
  • Jedes Chlor-Atom hat 7 Außenelektronen
  • Zeichne zwei Chlor-Kerne mit Schalen (2,8,7 Elektronen)
  • Zwischen den Kernen: zwei Punkte (• •) als gemeinsames Elektronenpaar
Merkhilfe: Im Schalenmodell siehst du, woher die Elektronen kommen - die "Grundausstattung" der Atome.

3. Lewis-Formel (Elektronenformel / Strukturformel)

Einfach erklärt: Die praktische Kurzschrift! Wir malen nur die Außenelektronen (Valenzelektronen).

Regeln:

  1. Valenzelektronen zählen: Hauptgruppennummer im PSE = Anzahl Außenelektronen
  2. Bindungen zeichnen: Ein bindendes Elektronenpaar = Strich (–) zwischen den Atomsymbolen
  3. Nichtbindende Elektronenpaare (Einsamenpaare): Übrige Elektronen als Punkte um das Atom
Beispiel Wasser (H₂O):
  • O hat 6 Außenelektronen → Lewis: H–O–H mit zwei Punktepaaren am O
  • H hat 1 Außenelektron
Beispiel Methan (CH₄):
  • C hat 4 Außenelektronen → Lewis: Vier H-Atome mit je einem Strich an C gebunden
  • C hat keine einsamen Elektronenpaare
Merkhilfe: Lewis-Formel = Die Landkarte der Bindungen und freien Elektronenpaare.

4. Summenformel aufstellen

Das ist einfach! Du zählst einfach, wie viele Atome von jedem Element im Molekül vorhanden sind.

Beispiele:
  • H₂O: 2 Wasserstoff-Atome, 1 Sauerstoff-Atom
  • CH₄: 1 Kohlenstoff-Atom, 4 Wasserstoff-Atome
  • NH₃: 1 Stickstoff-Atom, 3 Wasserstoff-Atome
  • CO₂: 1 Kohlenstoff-Atom, 2 Sauerstoff-Atome
Merkhilfe: Summenformel ist wie die Einkaufsliste – sie sagt dir, was drin ist, aber nicht, wie es zusammengebaut ist.

5. Art der Bindung: Einfach-, Doppel-, Dreifachbindung

Einfach erklärt: Wie stark halten sich die Atome an den Händen?

Merkhilfe: Mehr Bindungen = kürzerer Abstand zwischen den Atomen und festere Bindung.

6. Molekülgeometrie (EPA-Modell)

Einfach erklärt: Die Elektronenpaare stoßen sich gegenseitig ab (wie gleichpolige Magnete). Sie wollen so viel Abstand wie möglich voneinander.

Das EPA-Modell in 3 Schritten:

  1. Zähle alle Elektronenpaare um das Zentralatom (Bindungspaare + einsame Paare)
  2. Diese Paare ordnen sich so an, dass der Abstand maximal wird
  3. Die Geometrie wird nur nach der Anordnung der Atome (nicht der einsamen Paare!) benannt
Wichtigste Geometrien:
  • 2 Elektronenpaare: Linear → CO₂ (O=C=O)
  • 3 Elektronenpaare: Trigonal-planar → BF₃
  • 4 Elektronenpaare: Tetraeder (häufigster Fall!) → CH₄
Achtung bei einsamen Paaren:
  • CH₄: 4 Bindungspaare → Tetraeder
  • NH₃: 3 Bindungspaare + 1 einsames Paar → trigonal-pyramidal
  • H₂O: 2 Bindungspaare + 2 einsame Paare → gewinkelt (bent)

7. Keil-Strich-Formel

Einfach erklärt: Das ist die 3D-Zeichnung der Molekülgeometrie!

Beispiel Methan (CH₄ - tetraedisch):
  • Zwei H-Atome mit normalen Strichen am C-Atom (in der Ebene)
  • Ein H-Atom mit vollem Keil am C-Atom (vor der Ebene)
  • Ein H-Atom mit gestricheltem Keil am C-Atom (hinter der Ebene)

8. Polarität & Elektronegativität (EN)

a) Elektronegativität (EN)

Einfach erklärt: Wie stark zieht ein Atom an den gemeinsamen Elektronen in einer Bindung? Das "Elektronen-Heranzug-Geschick".

EN-Werte (Auszug):
  • Fluor (F): 4.0 (der Größte!)
  • Sauerstoff (O): 3.5
  • Chlor (Cl): 3.0
  • Stickstoff (N): 3.0
  • Kohlenstoff (C): 2.5
  • Wasserstoff (H): 2.1

b) Teilladung (δ+ und δ–)

Einfach erklärt: Wenn zwei ungleiche Atome sich ein Elektronenpaar teilen, zieht das gierigere Atom (höhere EN) die Elektronen näher zu sich heran.

Beispiel HCl:
  • Cl (EN=3.0) ist gieriger als H (EN=2.1)
  • Cl zieht Bindungselektronen stärker zu sich → Cl hat δ–, H hat δ+
  • Schreibweise: H–Cl mit δ+ am H und δ– am Cl

c) Bindungs-Typ anhand der EN-Differenz (ΔEN)

ΔEN = EN(gieriges Atom) - EN(großzügiges Atom)

9. Wasser als Dipol-Molekül

Warum ist Wasser ein Dipol?

  1. Im H₂O-Molekül sind die O-H-Bindungen polar (O ist gieriger → O hat δ–, H hat δ+)
  2. Das Molekül ist gewinkelt gebaut (wegen der zwei einsamen Elektronenpaare am O)
  3. Dadurch zeigen die beiden positiven Enden (H-Atome) in eine Richtung und das negative Ende (O-Atom) in die andere
Ergebnis: Das Wassermolekül hat einen positiven und einen negativen Pol – es ist ein Dipol (wie ein winziger Magnet)
Warum ist das wichtig? Genau weil Wasser ein Dipol ist, kann es Salze lösen (die Ionen werden von den entgegengesetzten Ladungen des Wassers ummantelt) und hat eine so hohe Oberflächenspannung.

10. Zusammenfassende Merksätze

Übungsempfehlungen:
Learnattack - Elektronenpaarbindung
Lernhelfer - Elektronenpaarbindung
Chemie-Schule - Elektronenpaarbindung