Lewisstrukturens

Lewisstrukturen, auch Lewis-Formeln genannt, sind schematische Darstellungen der Valenzelektronen und Bindungen in Molekülen. Sie stammen aus der Arbeit von Gilbert N. Lewis (1916) und dienen dazu, die Art der Bindungen, die Elektronenzuordnung und die grobe Stabilität eines Moleküls abzuschätzen. In einer Lewisstruktur werden Atomsymbole verwendet; Valenzelektronen erscheinen als Punkte, während Bindungen als Linien dargestellt werden. Eine Einfachbindung entspricht einem Elektronenpaar, eine Doppelbindung zwei und eine Dreifachbindung drei bindende Elektronenpaare. Wasserstoff strebt ein Duett an, andere Hauptgruppenelemente ein Oktett.

Beim Erstellen einer Lewisstruktur addiert man zunächst die Valenzelektronen aller Atome. Man wählt ein Zentralatom, verbindet die anderen Atome, und verteilt die Elektronen so, dass möglichst Oktette entstehen. Die verbleibenden Elektronen bilden freie Elektronenpaare auf den Außenatomen bzw. dem Zentralatom. Zur Minimierung der formalen Ladung kann man Elektronen zu den Atomen verschieben; negative Ladungen gehören tendenziell zu elektronegativen Atomen.

Resonanzstrukturen treten auf, wenn mehrere gültige Lewisformen existieren; der tatsächliche Zustand wird durch einen Resonanzhybriden beschrieben, der eine mittlere Bindungsordnung reflektiert.

Ausnahmen und Grenzen: Die Oktettregel gilt nicht universal; Be, B oder Radikale bilden oft unvollständige Oktette. Ab der dritten Periode können Elemente erweiterte Oktette nutzen. Lewisstrukturen berücksichtigen auch nicht immer die tatsächliche Molekülorbitalverteilung, weshalb in einigen Fällen MO-Theorie oder VSEPR nötig ist. Trotzdem bleiben sie ein zentrales didaktisches Werkzeug in der Chemie.