Aufstellen von Valenzstrichformeln

Valenzstrichformeln – wenn Elektronen Paare bilden

Chemische Reaktionen verlaufen nach bestimmten Gesetzmäßigkeiten. Bis auf wenige Ausnahmen strebt jedes Element danach, die Oktettregel zu erfüllen. Jedes Element strebt die Edelgaskonfiguration an, also zwei bzw. acht Außenelektronen bzw. Valenzelektronen. Nach dem Schalenmodell ist damit die äußerste Schale voll besetzt mit Elektronen. Im Prinzip sind alle Reaktionen und Bindungen in der Chemie darauf zurückzuführen, dass dieser Zustand erreicht werden soll.

Valenzstrichformeln – Definition

Nur die Elemente der VIII. Hauptgruppe im Periodensystem der Elemente erfüllen, ohne eine Bindung einzugehen, die Oktettregel und sind deshalb sehr reaktionsträge. Alle anderen Elemente streben danach, Bindungen einzugehen, um auf der äußersten Schale acht Elektronen zu besitzen. Zur Darstellung der Elektronen eines Atoms und der Bindungsverhältnisse in Molekülen ist die Lewis-Schreibweise geeignet. Dabei werden die Elektronenpaare als Valenzstriche dargestellt.

Valenzstrichformeln – Beispiele

Am Beispiel des Edelgases Neon mit acht Außenelektronen soll die Lewis-Schreibweise bzw. die Darstellung als Valenzstrichformel verdeutlicht werden. Auf der linken Seite sind die Elektronen als Punkte dargestellt. Auf der rechten Seite ist jeweils ein Elektronenpaar als Strich dargestellt:

Die Halogene genannten Elemente in der VII. Hauptgruppe des Periodensystems sind sehr reaktiv, da ihnen nur ein Elektron zur Edelgaskonfiguration fehlt. Sie treten deshalb in der Regel molekular auf. Das soll hier am Beispiel des Broms ($\ce{Br2}$) gezeigt werden:

Die beiden Brommoleküle teilen sich ein Elektronenpaar. Auf diese Weise erfüllen beide Bindungspartner die Oktettregel. Werden die Außenelektronen gezählt, werden die beiden Elektronen der Bindung beiden Atomen zugerechnet. Auch verschiedene Bindungspartner können sich Elektronen teilen, z. B. in der Verbindung Salpetersäure ($\ce{HNO3}$):

Insgesamt ist das Salpetersäuremolekül ungeladen. Allerdings weist im Molekül ein Sauerstoffatom eine negative Ladung auf und das Stickstoffatom ist positiv geladen. Das hängt mit der unterschiedlichen Elektronegativität von Sauerstoff und Stickstoff zusammen. Bei gleicher Elektronegativität der Bindungspartner erhält jedes Atom den gleichen Anteil an den Bindungselektronen. Unterscheiden sich die Elektronegativitäten der Bindungspartner, zieht das Atom mit der höheren Elektronegativität das Bindungselektron stärker an. Dadurch erhält dieses Atom eine negative Teilladung, die auch als Partialladung bezeichnet wird. Entsprechend erhält das andere Bindungsatom eine positive Partialladung.

An diesem Beispiel fallen noch zwei Besonderheiten auf: Wasserstoff ($\ce{H}$) besitzt in dieser Verbindung nur zwei Außenelektronen. Da Wasserstoff nach dem Schalenmodell nur über eine Schale verfügt, ist diese mit zwei Elektronen voll besetzt. Diese Zweielektronenregel gilt genauso für Helium ($\ce{He}$):

Valenzstrichformeln und Ionen

Auch Ionen, also geladene Atome, können durch die Lewis-Schreibweise dargestellt werden. Beispielsweise besitzt Sauerstoff im Oxoniumion ($\ce{H3O+}$), das aus Wasser($\ce{H2O}$) in saurer Lösung durch Aufnahme eines Protons ($\ce{H+}$) entsteht, ein Außenelektron zu wenig. Deshalb ist das Molekül positiv geladen. Anders verhält es sich in basischer Lösung. Hier wird dem Wasser ein Proton entzogen. Das überschüssige Elektron kommt zum Sauerstoff und es entsteht das negativ geladene Hydroxidion ($\ce{OH-}$):

Oktettregel und chemische Bindungen

Bindungen, die durch das Teilen von Elektronen ausgebildet werden, erhalten die Bezeichnung kovalente Bindung. Erreicht die Elektronegativitätsdifferenz der Bindungspartner einen gewissen Wert, reißt das Atom mit der höheren Elektronegativität die Bindungselektronen ganz an sich. So entstehen Ionen: die positiv geladenen Kationen und die negativ geladenen Anionen. Diese werden aufgrund ihrer unterschiedlichen Ladung durch die Ionenbindung zusammengehalten.

Valenzstrichformeln und mesomere Grenzstruktur

In einigen Verbindungen gibt es mehrere Möglichkeiten, die Elektronen nach der Lewis-Formel zu verteilen. Die wirklichen Bindungsverhältnisse können so nicht dargestellt werden, deshalb bezeichnet man die Valenzstrichformeln in diesen Fällen als Grenzformeln. Da in den Fällen, in denen die Bindungsverhältnisse zwischen den Darstellungsformen liegen, auch von einem mesomeren System gesprochen wird, ist auch die Bezeichnung mesomere Grenzformel üblich. Als Beispiel soll hier das Ozon ($\ce{O3}$) dienen, das durch zwei Grenzformeln dargestellt werden kann:

Valenzstrichformeln – Zusammenfassung

Häufig gestellte Fragen zum Thema Valenzstrichformeln