Einführungschemie

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Lernziele

Am Ende dieses Abschnitts können Sie:

  • Lewis-Symbole für neutrale Atome und Ionen schreiben
  • Lewis-Strukturen zeichnen, die die Bindung in einfachen Molekülen darstellen

Wir haben die verschiedenen Arten von Bindungen diskutiert, die sich zwischen Atomen und / oder Ionen bilden. In allen Fällen beinhalten diese Bindungen die gemeinsame Nutzung oder Übertragung von Valenzschalenelektronen zwischen Atomen. In diesem Abschnitt werden wir die typische Methode zur Darstellung von Valenzschalenelektronen und chemischen Bindungen untersuchen, nämlich Lewis-Symbole und Lewis-Strukturen.

Lewis-Symbole

Wir verwenden Lewis-Symbole, um Valenzelektronenkonfigurationen von Atomen und einatomigen Ionen zu beschreiben. Ein Lewis-Symbol besteht aus einem Elementsymbol, das für jedes seiner Valenzelektronen von einem Punkt umgeben ist:

Eine Lewis-Struktur von Kalzium wird gezeigt. Rechts neben dem Symbol ist ein einzelnes Elektronenpaar dargestellt.

Abbildung 1 zeigt die Lewis-Symbole für die Elemente der dritten Periode des Periodensystems.

Es wird eine Tabelle mit drei Spalten und neun Zeilen angezeigt. Die Kopfzeile lautet

Abbildung 1. Lewis-Symbole, die die Anzahl der Valenzelektronen für jedes Element in der dritten Periode des Periodensystems darstellen.

Lewis-Symbole können auch verwendet werden, um die Bildung von Kationen aus Atomen zu veranschaulichen, wie hier für Natrium und Calcium gezeigt:

Es werden zwei Diagramme gezeigt. Das linke Diagramm zeigt eine Lewis-Punktstruktur von Natrium mit einem Punkt, dann einen nach rechts gerichteten Pfeil, der zu einem Natriumsymbol mit einem hochgestellten Pluszeichen, einem Pluszeichen und dem Buchstaben

Ebenso können sie verwendet werden, um die Bildung von Anionen aus Atomen zu zeigen, wie unten für Chlor und Schwefel gezeigt:

Es werden zwei Diagramme gezeigt. Das linke Diagramm zeigt eine Lewis-Punktstruktur von Chlor mit sieben Punkten und dem Buchstaben

Abbildung 2 zeigt die Verwendung von Lewis-Symbolen zur Darstellung der Übertragung von Elektronen während der Bildung ionischer Verbindungen.

Eine Tabelle wird mit vier Zeilen angezeigt. Die Kopfzeile lautet

Abbildung 2. Kationen werden gebildet, wenn Atome Elektronen verlieren, dargestellt durch weniger Lewis-Punkte, während Anionen durch Atome gebildet werden, die Elektronen gewinnen. Die Gesamtzahl der Elektronen ändert sich nicht.

Lewis-Strukturen

Wir verwenden auch Lewis-Symbole, um die Bildung kovalenter Bindungen anzuzeigen, die in Lewis-Strukturen dargestellt sind, Zeichnungen, die die Bindung in Molekülen und mehratomigen Ionen beschreiben. Wenn beispielsweise zwei Chloratome ein Chlormolekül bilden, teilen sie sich ein Elektronenpaar:

Ein Lewis-Punktdiagramm zeigt eine Reaktion. Zwei Chlorsymbole, die jeweils von sieben Punkten umgeben sind, sind durch ein Pluszeichen getrennt. Die Punkte auf dem ersten Atom sind alle schwarz und die Punkte auf dem zweiten Atom sind alle rot. Die Phrase,

Die Lewis-Struktur zeigt an, dass jedes Cl-Atom drei Elektronenpaare hat, die nicht zum Binden verwendet werden (einsame Paare genannt), und ein gemeinsames Elektronenpaar (zwischen den Atomen geschrieben). Ein Strich (oder eine Linie) wird manchmal verwendet, um ein gemeinsames Elektronenpaar anzuzeigen:

Es sind zwei Lewis-Strukturen dargestellt. Die linke Struktur zeigt zwei H-Atome, die durch eine Einfachbindung verbunden sind. Die rechte Struktur zeigt zwei C l-Atome, die durch eine Einfachbindung verbunden und jeweils von sechs Punkten umgeben sind.

Ein einzelnes gemeinsames Elektronenpaar wird als Einfachbindung bezeichnet. Jedes Cl-Atom interagiert mit acht Valenzelektronen: die sechs in den einsamen Paaren und die beiden in der Einfachbindung.

Die Oktettregel

Die anderen Halogenmoleküle (F2, Br2, I2 und At2) bilden Bindungen wie im Chlormolekül: eine einfache Bindung zwischen Atomen und drei einsame Elektronenpaare pro Atom. Dadurch kann jedes Halogenatom eine Edelgaselektronenkonfiguration aufweisen. Die Tendenz von Hauptgruppenatomen, genügend Bindungen zu bilden, um acht Valenzelektronen zu erhalten, wird als Oktettregel bezeichnet.

Die Anzahl der Bindungen, die ein Atom bilden kann, kann oft aus der Anzahl der Elektronen vorhergesagt werden, die benötigt werden, um ein Oktett zu erreichen (acht Valenzelektronen); Dies gilt insbesondere für die Nichtmetalle der zweiten Periode des Periodensystems (C, N, O und F). Zum Beispiel hat jedes Atom eines Elements der Gruppe 14 vier Elektronen in seiner äußersten Schale und benötigt daher vier weitere Elektronen, um ein Oktett zu erreichen. Diese vier Elektronen können durch die Bildung von vier kovalenten Bindungen gewonnen werden, wie hier für Kohlenstoff in CCl4 (Tetrachlorkohlenstoff) und Silizium in SiH4 (Silan) dargestellt. Da Wasserstoff nur zwei Elektronen benötigt, um seine Valenzhülle zu füllen, ist er eine Ausnahme von der Oktettregel. Die Übergangselemente und inneren Übergangselemente folgen ebenfalls nicht der Oktettregel:

Es werden zwei Sätze von Lewis-Punktstrukturen gezeigt. Die linken Strukturen zeigen fünf C l-Symbole in Kreuzform mit jeweils acht Punkten, das Wort

Elemente der Gruppe 15 wie Stickstoff haben fünf Valenzelektronen im atomaren Lewis-Symbol: ein einzelnes Paar und drei ungepaarte Elektronen. Um ein Oktett zu erhalten, bilden diese Atome drei kovalente Bindungen, wie in NH3 (Ammoniak). Sauerstoff und andere Atome in Gruppe 16 erhalten ein Oktett, indem sie zwei kovalente Bindungen bilden:

Drei Lewis-Strukturen beschriftet,

Doppel- und Dreifachbindungen

Wie bereits erwähnt, wenn ein Atompaar ein Elektronenpaar teilt, nennen wir dies eine Einfachbindung. Ein Atompaar muss jedoch möglicherweise mehr als ein Elektronenpaar teilen, um das erforderliche Oktett zu erreichen. Eine Doppelbindung entsteht, wenn zwei Elektronenpaare zwischen einem Atompaar geteilt werden, wie zwischen den Kohlenstoff- und Sauerstoffatomen in CH2O (Formaldehyd) und zwischen den beiden Kohlenstoffatomen in C2H4 (Ethylen): Zwei Paare von Lewis-Strukturen werden gezeigt. Das linke Strukturpaar zeigt ein Kohlenstoffatom, das Einfachbindungen zu zwei Wasserstoffatomen bildet. Es gibt vier Elektronen zwischen dem C-Atom und einem O-Atom. Das O-Atom hat auch zwei Punktpaare. Das Wort

Eine Dreifachbindung entsteht, wenn drei Elektronenpaare von einem Atompaar geteilt werden, wie in Stickstoffgas (N2):

Schreiben von Lewis-Strukturen mit der Oktettregel

Für sehr einfache Moleküle und Molekülionen können wir die Lewis-Strukturen schreiben, indem wir lediglich die ungepaarten Elektronen auf den konstituierenden Atomen paaren. Sehen Sie sich diese Beispiele an:

Drei Reaktionen sind mit Lewis-Punktdiagrammen dargestellt. Das erste zeigt einen Wasserstoff mit einem roten Punkt, ein Pluszeichen und ein Brom mit sieben Punkten, von denen einer rot ist, durch einen nach rechts gerichteten Pfeil mit einem Wasserstoff und Brom mit einem Paar roter Punkte dazwischen verbunden. Es gibt auch drei einsame Paare auf dem Brom. Die zweite Reaktion zeigt einen Wasserstoff mit einem Koeffizienten von zwei und einem roten Punkt, einem Pluszeichen und einem Schwefelatom mit sechs Punkten, von denen zwei rot sind und durch einen nach rechts gerichteten Pfeil mit zwei Wasserstoffatomen und einem Schwefelatom verbunden sind. Es gibt zwei rote Punkte zwischen den beiden Wasserstoffatomen und dem Schwefelatom. Beide Paare dieser Punkte sind rot. Das Schwefelatom hat auch zwei einsame Punktpaare. Die dritte Reaktion zeigt zwei Stickstoffatome mit jeweils fünf Punkten, Drei davon sind rot, durch ein Pluszeichen getrennt, und durch einen nach rechts gerichteten Pfeil mit zwei Stickstoffatomen mit sechs roten Elektronenpunkten dazwischen verbunden. Jedes Stickstoffatom hat auch ein einzelnes Elektronenpaar.

Für kompliziertere Moleküle und Molekülionen ist es hilfreich, das hier beschriebene Schritt-für-Schritt-Verfahren zu befolgen:

  1. Bestimmen Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen (Außenschale).
  2. Zeichnen Sie eine Skelettstruktur des Moleküls und ordnen Sie die Atome um ein Zentralatom an. (Im Allgemeinen sollte das am wenigsten elektronegative Element in der Mitte platziert werden.) Verbinden Sie jedes Atom mit einer Einfachbindung (ein Elektronenpaar) mit dem Zentralatom.
  3. Verteilen Sie die verbleibenden Elektronen als einzelne Paare auf die Endatome (außer Wasserstoff) und vervollständigen Sie ein Oktett um jedes Atom.
  4. Platzieren Sie alle verbleibenden Elektronen auf dem Zentralatom.
  5. Ordnen Sie die Elektronen der äußeren Atome neu an, um Mehrfachbindungen mit dem Zentralatom einzugehen, um nach Möglichkeit Oktette zu erhalten.

Bestimmen wir die Lewis-Struktur von PBr3 mit den obigen Schritten:

  • Schritt 1: Bestimmen Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen (Außenschale).

\ groß \begin{array}{l} \\ \phantom{\Regel {0.8em} {0ex}}{\text{PBr}}_{3}\\ \phantom{\Regel {0.8em}{0ex}}\text {P: 5 Valenzelektronen / Atom} \ Zeiten \ text {1 Atom} = 5 \\ \ unterstreichen {+\ text {Br: 7 Valenzelektronen / Atom}\Zeiten \ text {3 Atome} = 21} \\ \\ \ phantom {\ Regel {15.95em}{0ex}}=\text{26 Valenzelektronen}\Ende{array}

  • Schritt 2: Zeichnen Sie eine Skelettstruktur des Moleküls und ordnen Sie die Atome um ein Zentralatom an. (Im Allgemeinen sollte das am wenigsten elektronegative Element in der Mitte platziert werden.) Verbinden Sie jedes Atom mit einer Einfachbindung (ein Elektronenpaar) mit dem Zentralatom.
Lewis-Diagramm von PBr3 ist gezeigt. Das eine Phosphor-Einzelatom bis drei Bromatome.
  • Schritt 3: Verteilen Sie die verbleibenden Elektronen als einzelne Paare auf den Endatomen (außer Wasserstoff) und vervollständigen Sie ein Oktett um jedes Atom.
  • Lewis Doagramm von PBr3. Ein einzelnes Phosphoratom, das an drei Bromatome gebunden ist. Jedes Bromatom hat drei einsame Paare.Schritt 4: Platzieren Sie alle verbleibenden Elektronen auf dem Zentralatom.
Lewis-Struktur für PBr3 wird gezeigt. Alle Atome haben Oktette. Das Phorphoratom hat ein einsames Paar, während jedes Brom drei einsame Paare hat.

Hinweis: Schritt 5: Wird nicht benötigt, da alle Atome ein Oktett haben.

Bestimmen wir die Lewis-Struktur von CH2O.

  • Schritt 1: Bestimmen Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen (Außenschale).

\ groß \begin{array}{l}\\ \phantom{\rule{0.8em}{0ex}}{\text{H}_{2}}\text{CO}\\ \phantom{\rule{0.8em}{0ex}}\text{H: 1 Valenzelektron / Atom}\times \text{2 atom} =2\\\ text {C: 4 Valenzelektronen / Atom}\times \text{1 atom}=4\\ \unterstreichen{+\text{O: 6 Valenzelektronen/Atom} \times \text{1 atome}=6}\\ \\ \phantom{\rule{15.95em}{0ex}}=\text{12 Valenzelektronen}\end{array}

  • Schritt 2: Zeichnen Sie eine Skelettstruktur des Moleküls und ordnen Sie die Atome um ein Zentralatom an. (Im Allgemeinen sollte das am wenigsten elektronegative Element in der Mitte platziert werden.) Verbinden Sie jedes Atom mit einer Einfachbindung (ein Elektronenpaar) mit dem Zentralatom.

Lewis-Diagramm gezeigt. Zentralatom ist Kohlenstoff, gebunden an einen Sauerstoff und zwei Wasserstoffatome.
  • Schritt 3: Verteilen Sie die verbleibenden Elektronen als einzelne Paare auf den Endatomen (außer Wasserstoff) und vervollständigen Sie ein Oktett um jedes Atom.
  • Schritt 4: Nicht erforderlich, da alle Elektronen platziert wurden. Kohlenstoff hat jedoch kein Oktett,
  • Schritt 5: Ordnen Sie die Elektronen der äußeren Atome neu an, um Mehrfachbindungen mit dem Zentralatom herzustellen, um nach Möglichkeit Oktette zu erhalten.

Beispiel 1: Schreiben von Lewis-Strukturen

Die Cassini-Huygens-Mission der NASA entdeckte eine große Wolke giftigen Cyanwasserstoffs (HCN) auf Titan, einem der Saturnmonde. Was sind die Lewis-Strukturen dieser Moleküle?

Anzeigen Schritt 1

Schritt 1: Berechnen Sie die Anzahl der Valenzelektronen.
HCN: (1 × 1) + (4 × 1) + (5 × 1) = 10

Zeige Schritt 2

Schritt 2. Zeichnen Sie ein Skelett und verbinden Sie die Atome mit Einfachbindungen. Denken Sie daran, dass H niemals ein Zentralatom ist:

Zeige Schritt 3

Schritt 3: Bei Bedarf Elektronen auf die terminalen Atome verteilen:

HCN: sechs Elektronen auf N

Zeigen Schritt 4

Schritt 4: Wo nötig, platzieren Sie die verbleibenden Elektronen auf dem Zentralatom:

HCN: Es bleiben keine Elektronen zurück

Schritt 5 anzeigen

Schritt 5: Ordnen Sie bei Bedarf Elektronen neu an, um Mehrfachbindungen zu bilden, um ein Oktett an jedem Atom zu erhalten:
HCN: Bilden Sie zwei weitere CN-Bindungen

Überprüfen Sie Ihr Lernen

Kohlendioxid, CO2, ist ein Produkt der Verbrennung fossiler Brennstoffe. CO2 ist am globalen Klimawandel beteiligt. Was ist die Lewis-Struktur von CO2?

Antwort anzeigen

Schlüsselkonzepte und Zusammenfassung

Valenzelektronische Strukturen können durch Zeichnen von Lewis-Symbolen (für Atome und einatomige Ionen) und Lewis-Strukturen (für Moleküle und mehratomige Ionen) visualisiert werden. Einsame Paare, ungepaarte Elektronen und Einzel-, Doppel- oder Dreifachbindungen werden verwendet, um anzuzeigen, wo sich die Valenzelektronen um jedes Atom in einer Lewis-Struktur befinden. Die meisten Strukturen — insbesondere solche, die Elemente der zweiten Reihe enthalten — gehorchen der Oktettregel, in der jedes Atom (außer H) von acht Elektronen umgeben ist. Ausnahmen von der Oktettregel treten für ungerade Elektronenmoleküle (freie Radikale), elektronenarme Moleküle und hypervalente Moleküle auf.

Übungen

  1. Schreiben Sie die Lewis-Symbole für jedes der folgenden Ionen:
    1. As3-
    2. Ich–
    3. Be2+
    4. O2-
    5. Ga3+
    6. Li +
    7. N3–
  2. Viele einatomige Ionen finden sich im Meerwasser, einschließlich der Ionen, die aus der folgenden Liste von Elementen gebildet werden. Schreiben Sie die Lewis-Symbole für die einatomigen Ionen, die aus den folgenden Elementen gebildet werden:
    1. Cl
    2. Na
    3. Mg
    4. Ca
    5. K
    6. Br
    7. Sr
    8. F
  3. Schreiben Sie die Lewis-Symbole der Ionen in jede der folgenden ionischen Verbindungen und die Lewis-Symbole des Atoms, aus dem sie gebildet werden:
    1. MgS
    2. Al2O3
    3. GaCl3
    4. K2O
    5. Li3N
    6. KF
  4. In den unten aufgeführten Lewis-Strukturen repräsentieren M und X verschiedene Elemente in der dritten Periode des Periodensystems. Schreiben Sie die Formel jeder Verbindung mit den chemischen Symbolen jedes Elements:
    1. Zwei Lewis-Strukturen sind nebeneinander dargestellt, die jeweils von Klammern umgeben sind. Die linke Struktur zeigt das Symbol M mit zwei hochgestellten positiven Vorzeichen. Das rechte zeigt das Symbol X, umgeben von vier einsamen Elektronenpaaren mit zwei hochgestellten negativen Vorzeichen außerhalb der Klammern.
    2. Zwei Lewis-Strukturen sind nebeneinander dargestellt, die jeweils von Klammern umgeben sind. Die linke Struktur zeigt das Symbol M mit einem hochgestellten drei positiven Vorzeichen. Die rechte Struktur zeigt das Symbol X, umgeben von vier einsamen Elektronenpaaren mit einem hochgestellten negativen Vorzeichen und einer tiefgestellten drei außerhalb der Klammern.
    3. Zwei Lewis-Strukturen sind nebeneinander dargestellt, die jeweils von Klammern umgeben sind. Die linke Struktur zeigt das Symbol M mit einem hochgestellten positiven Vorzeichen und zwei außerhalb der Klammern. Die rechte Struktur zeigt das Symbol X, umgeben von vier einsamen Elektronenpaaren mit zwei hochgestellten negativen Vorzeichen außerhalb der Klammern.
    4. Zwei Lewis-Strukturen sind nebeneinander dargestellt, die jeweils von Klammern umgeben sind. Die linke Struktur zeigt das Symbol M mit drei hochgestellten positiven Vorzeichen und zwei außerhalb der Klammern. Die rechte Struktur zeigt das Symbol X, umgeben von vier einsamen Elektronenpaaren mit zwei hochgestellten negativen Vorzeichen und drei tiefgestellten außerhalb der Klammern.
  5. Schreiben Sie die Lewis-Struktur für das zweiatomige Molekül P2, eine instabile Form von Phosphor, die in Hochtemperatur-Phosphordampf gefunden wird.
  6. Schreiben Sie Lewis-Strukturen für Folgendes:
    1. H2
    2. HBr
    3. PCl3
  7. Schreiben Sie Lewis-Strukturen für Folgendes:
    1. O2
    2. H2CO
    3. AsF3
    4. SiCl4
Ausgewählte Antworten

1. Das Lewis-Symbol für jedes Ion lautet wie folgt:

  1. acht Elektronen:
    Ein Lewis-Punktdiagramm zeigt das Symbol für Arsen, EIN s, umgeben von acht Punkten und einem hochgestellten drei negativen Vorzeichen.
  2. acht Elektronen:
    Ein Lewis-Punktdiagramm zeigt das Symbol für Jod, I, umgeben von acht Punkten und einem hochgestellten negativen Vorzeichen.
  3. keine Elektronen Be2+
  4. acht Elektronen:
    Ein Lewis-Punktdiagramm zeigt das Symbol für Sauerstoff, O, umgeben von acht Punkten und einem hochgestellten zwei negativen Vorzeichen.
  5. keine Elektronen Ga3+
  6. keine Elektronen Li+
  7. acht Elektronen:
    Ein Lewis-Punktdiagramm zeigt das Symbol für Stickstoff, N, umgeben von acht Punkten und einem hochgestellten drei negativen Vorzeichen.

3. Die Lewis-Symbole lauten wie folgt:

  1. Es sind zwei Lewis-Strukturen dargestellt. Das linke zeigt das Symbol M g mit zwei hochgestellten positiven Vorzeichen, während das rechte das Symbol S umgeben von acht Punkten und zwei hochgestellten negativen Vorzeichen zeigt.
  2. Es sind zwei Lewis-Strukturen dargestellt. Das linke zeigt das Symbol A l mit drei hochgestellten positiven Vorzeichen, während das rechte das Symbol O umgeben von acht Punkten und zwei hochgestellten negativen Vorzeichen zeigt.
  3. Es sind zwei Lewis-Strukturen dargestellt. Das linke zeigt das Symbol G a mit drei hochgestellten positiven Vorzeichen, während das rechte das Symbol C l umgeben von acht Punkten und einem hochgestellten negativen Vorzeichen zeigt.
  4. Es sind zwei Lewis-Strukturen dargestellt. Das linke zeigt das Symbol K mit einem hochgestellten positiven Vorzeichen, während das rechte das Symbol O umgeben von acht Punkten und zwei hochgestellten negativen Vorzeichen zeigt.
  5. Es sind zwei Lewis-Strukturen dargestellt. Das linke zeigt das Symbol L i mit einem hochgestellten positiven Vorzeichen, während das rechte das Symbol N umgeben von acht Punkten und drei hochgestellten negativen Vorzeichen zeigt.
  6. Es sind zwei Lewis-Strukturen dargestellt. Das linke zeigt das Symbol K mit einem hochgestellten positiven Vorzeichen, während das rechte das Symbol F umgeben von acht Punkten und einem hochgestellten negativen Vorzeichen zeigt.

Ein Lewis-Diagramm zeigt zwei Phosphoratome, die dreifach mit jeweils einem einzelnen Elektronenpaar verbunden sind.

7. Die Lewis-Strukturen sind wie folgt:

  1. O2:
    Eine Lewis-Struktur zeigt zwei Sauerstoffatome, die doppelt miteinander verbunden sind, und jedes hat zwei einsame Elektronenpaare.
    In diesem Fall ist die Lewis-Struktur unzureichend, um die Tatsache darzustellen, dass experimentelle Studien zwei ungepaarte Elektronen in jedem Sauerstoffmolekül gezeigt haben.
  2. H2CO:
    Eine Lewis-Struktur zeigt ein Kohlenstoffatom, das einfach an zwei Wasserstoffatome und doppelt an ein Sauerstoffatom gebunden ist. Das Sauerstoffatom hat zwei einsame Elektronenpaare.
  3. AsF3:
    Eine Lewis-Struktur zeigt ein Arsenatom, das einfach an drei Fluoratome gebunden ist. Jedes Fluoratom hat ein einzelnes Elektronenpaar.
  4. SiCl4:
    Eine Lewis-Struktur zeigt ein Siliciumatom, das einfach an vier Chloratome gebunden ist. Jedes Chloratom hat drei einzelne Elektronenpaare.
    Zwei Lewis-Strukturen sind dargestellt. Die linke zeigt ein Kohlenstoffatom, das einfach an vier Chloratome gebunden ist, jeweils mit drei einsamen Elektronenpaaren. Das rechte zeigt ein Kohlenstoffatom, das doppelt an ein Sauerstoffatom gebunden ist, das zwei einsame Elektronenpaare aufweist. Das Kohlenstoffatom ist auch einfach an zwei Chloratome gebunden, von denen jedes drei einzelne Elektronenpaare hat.

Glossar

Doppelbindung: kovalente Bindung, bei der zwei Elektronenpaare zwischen zwei Atomen geteilt werden

freies Radikal: Molekül, das eine ungerade Anzahl von Elektronen enthält

hypervalentes Molekül: Molekül, das mindestens ein Hauptgruppenelement enthält, das mehr als acht Elektronen in seiner Valenzhülle hat

Lewis-Struktur: Diagramm, das einzelne Paare und Bindungspaare von Elektronen in einem Molekül oder einem Ion zeigt

Lewis-Symbol: symbol für ein Element oder ein einatomiges Ion, das jedes Valenzelektron im Element oder Ion mit einem Punkt darstellt

einsames Paar: zwei (ein Paar) Valenzelektronen, die nicht zur Bildung einer kovalenten Bindung verwendet werden

Oktettregel: Richtlinie, die besagt, dass Atome der Hauptgruppe Strukturen bilden, in denen acht Valenzelektronen mit jedem Kern interagieren, wobei die Bindungselektronen als Wechselwirkung mit beiden durch die Bindung verbundenen Atomen gezählt werden

Einzelbindung: Bindung, in der ein einzelnes Elektronenpaar wird zwischen zwei Atomen geteilt

Dreifachbindung: bindung, in der drei Elektronenpaare zwischen zwei Atomen geteilt werden

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