Die Edelgase (Helium, Neon, Argon und weitere) stehen ganz rechts im Periodensystem. Sie reagieren kaum und kommen als einzelne Atome vor. Der Grund ist ihre äußere Schale: Sie ist voll. Helium hat 2 Valenzelektronen, Neon und Argon haben 8.

Daraus folgt eine Regel: Ein Atom ist besonders stabil, wenn es auf der äußeren Schale so viele Elektronen hat wie ein Edelgas. Das ist die Edelgasregel. Für die meisten Atome sind das acht Außenelektronen, ein Oktett (lateinisch octo: acht). Darum heißt sie auch Oktettregel. Wasserstoff ist besonders: Er braucht nur 2 Elektronen, wie Helium.

Atome, bei denen die Außenschale nicht voll ist, erreichen das, indem sie sich verbinden. Die Regel gilt gut für die Atome, die du hier brauchst. Bei einigen anderen gibt es Ausnahmen.

Zwei Wasserstoffatome haben je 1 Valenzelektron. Jedes möchte 2 haben, wie Helium. Keines gibt sein Elektron ab, denn beide wollen eines dazu. Die Lösung: Sie teilen. Die beiden Elektronen bilden ein gemeinsames Elektronenpaar, das zu beiden Atomen gehört. Jedes Atom zählt beide Elektronen mit und hat damit 2.

Dieser Zusammenhalt heißt Elektronenpaarbindung (auch Atombindung). Sie entsteht zwischen Nichtmetallatomen. Ein Teilchen aus zwei oder mehr Atomen, die durch Elektronenpaarbindungen zusammenhalten, heißt Molekül. $\mathrm{H_2}$, $\mathrm{O_2}$ und $\mathrm{H_2O}$ sind Moleküle. Ihre Molekülformeln kennst du schon.

Die Lewis-Schreibweise der einzelnen Atome kennst du: Die Valenzelektronen stehen als Punkte oder Striche um das Elementsymbol. Die Lewis-Formel eines Moleküls zeigt alle Valenzelektronen ebenso. Meist sind alle Elektronen gepaart. Dann zeichnest du jedes Paar als Strich. Das nennt man Valenzstrichformel.

• Ein Strich zwischen zwei Atomen ist ein gemeinsames (bindendes) Elektronenpaar.
• Ein Strich, der nur an einem Atom hängt (über, unter oder neben dem Symbol), ist ein freies Elektronenpaar. Es gehört nur diesem Atom.

Wie viele Bindungen ein Atom bildet, folgt aus der Oktettregel: so viele, wie ihm Elektronen bis zur vollen Schale fehlen.

Alle übrigen Valenzelektronen bilden freie Paare. Die Zahl der freien Paare ist (Valenzelektronen minus Bindungen) geteilt durch 2.

Manchmal reicht ein gemeinsames Paar nicht. Zwei Sauerstoffatome haben je 6 Valenzelektronen, jedem fehlen 2. Darum teilen sie zwei Paare: Das ist eine Doppelbindung. Zwei Stickstoffatome haben je 5, jedem fehlen 3. Sie teilen drei Paare: eine Dreifachbindung. Teilen Atome nur ein Paar, wie in $\mathrm{H_2}$, ist es eine Einfachbindung. Doppel- und Dreifachbindungen heißen zusammen Mehrfachbindungen.

Je mehr Paare die Atome teilen, desto fester halten sie zusammen. Das $\mathrm{N_2}$ der Luft hat eine Dreifachbindung und reagiert darum nur schwer.

Von links nach rechts: $\mathrm{H_2}$, $\mathrm{O_2}$, $\mathrm{N_2}$.

Bisher haben wir so getan, als gehöre ein gemeinsames Paar beiden Atomen gleich. Bei zwei gleichen Atomen stimmt das. In $\mathrm{H_2}$ oder $\mathrm{Cl_2}$ ziehen beide Atome gleich stark am Paar, es liegt in der Mitte. Das ist eine unpolare Bindung.

Bei zwei verschiedenen Atomen zieht meist ein Atom stärker. Im Wasser zieht das Sauerstoffatom stärker an den gemeinsamen Paaren als die Wasserstoffatome. Die Paare liegen näher am Sauerstoff. Darum ist das Sauerstoffende ein wenig negativ und das Wasserstoffende ein wenig positiv geladen. Das ist eine polare Bindung, denn sie hat zwei Pole, also zwei Enden mit verschiedener Ladung. Auch im Chlorwasserstoff $\mathrm{HCl}$ zieht Chlor stärker als Wasserstoff.

Die Ladungen sind nur klein, es springt kein ganzes Elektron über. Es bleibt eine Elektronenpaarbindung. Das Wassermolekül schauen wir in der nächsten Lektion genauer an.