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Lewis-Strukturformeln zeichnen: Formalladungen, VSEPR-Form und Bindungswinkel

Geben Sie eine Formel wie CO2, NH3 oder SO4 2- ein: dieses Werkzeug zählt die Valenzelektronen, wählt das Zentralatom, zeichnet Bindungen und freie Elektronenpaare und nennt die Formalladung jedes Atoms, dazu Elektronengeometrie, Molekülgeometrie und Bindungswinkel nach dem VSEPR-Modell.

Kostenlos, ohne AnmeldungLäuft im BrowserFormalladungen inklusiveExport als PNG und SVG

Formula

Write the charge after a space: SO4 2-. A bare + or - means a single charge, so NH4+ works.

Examples

Show formal charges

Valence electrons: 16
Central atom: C (Carbon)
Electrons on centre: 8
Electron domains: 2
Electron geometry: Linear
Molecular shape: Linear
Bond angle: 180°
Overall charge: Neutral

Atom	Bond	Lone pairs
C (central)	—	0
O	Double	2
O	Double	2

The Lewis structure of carbon dioxide with two C=O double bonds and four lone pairs, beside a table giving each atom a formal charge of zero

Lewis-Formel aufstellen: Schritt für Schritt

Eine Lewis-Formel bilanziert jedes Valenzelektron eines Moleküls: sie zeigt, welche Elektronen in Bindungen geteilt werden und welche als freie Elektronenpaare sitzen. Das Verfahren ist mechanisch, sobald man die Schritte kennt, und genau diese führt das Werkzeug oben aus.

Valenzelektronen zählen. Addieren Sie die Valenzelektronen aller Atome, zählen Sie ein Elektron pro negativer Ladung hinzu und eines pro positiver Ladung ab. CO2 ergibt 4 + 6 + 6 = 16; SO4 2- ergibt 6 + 24 + 2 = 32.
Zentralatom wählen. Es ist das am wenigsten elektronegative Atom, das nicht Wasserstoff ist. Wasserstoff bildet nur eine Bindung und steht deshalb immer außen.
Verbinden Sie jedes Außenatom über eine Einfachbindung aus zwei Elektronen mit dem Zentrum.
Vervollständigen Sie die Oktette der Außenatome, wobei Wasserstoff nur ein Elektronenpaar erhält, also zwei Elektronen statt acht.
Die übrigen Elektronen kommen als freie Elektronenpaare auf das Zentralatom.
Fehlen dem Zentrum noch Elektronen zum Oktett, wird ein freies Elektronenpaar eines Außenatoms zur Doppel- oder Dreifachbindung.
Prüfen Sie die Formalladungen und bestätigen Sie, dass ihre Summe die Gesamtladung des Teilchens ergibt.

Die Formalladung entscheidet, welche Formel stimmt

Die Formalladung ist die Buchführung, die zeigt, welche von mehreren möglichen Formeln die zu zeichnende ist. Sie ist Valenzelektronen minus Elektronen in freien Paaren minus Zahl der Bindungen.

Formalladung = Valenzelektronen − (Elektronen freier Paare) − (Zahl der Bindungen). Für den Sauerstoff einer C=O-Doppelbindung: 6 − 4 − 2 = 0.
Die beste Formel ist die mit Formalladungen möglichst nahe null, bei der eine negative Formalladung auf dem elektronegativsten Atom sitzt.
Deshalb wird CO2 mit zwei Doppelbindungen gezeichnet. Mit zwei Einfachbindungen trägt Kohlenstoff +2 und jeder Sauerstoff −1; mit zwei Doppelbindungen ist jedes Atom neutral.
Deshalb bleibt Bor in BF3 auch elektronenarm bei sechs Elektronen. Eine B=F-Doppelbindung würde das Oktett des Bors füllen, aber +1 auf den Fluor legen, das elektronegativste Element überhaupt, und das ist schlechter als ein Bor mit unvollständigem Oktett.
Die Formalladungen müssen die Gesamtladung des Teilchens ergeben: null für ein neutrales Molekül, −2 für das Sulfat-Ion.

Wenn die Oktettregel nicht gilt

Die Oktettregel ist für die Elemente der zweiten Periode eine starke Richtlinie und darunter eine schwächere. Drei Klassen von Ausnahmen kommen im Unterricht ständig vor.

Elektronenarme Zentren. Beryllium ist mit vier Elektronen stabil, Bor mit sechs. BF3 und BeCl2 sind die Standardbeispiele, und ein erzwungenes Oktett ergibt hier die schlechtere Formel.
Oktettaufweitung. Ab der dritten Periode kann ein Atom mehr als acht Elektronen tragen, weil d-Orbitale energetisch zugänglich sind. PCl5 hat zehn Elektronen am Phosphor, SF6 zwölf am Schwefel und XeF4 zwölf am Xenon.
Teilchen mit ungerader Elektronenzahl. Radikale wie NO und NO2 haben eine ungerade Summe, ein Elektron bleibt zwangsläufig ungepaart, und keine Anordnung erfüllt jedes Oktett.
Eine nützliche Kontrolle: Ein Zentralatom der zweiten Periode kann nie mehr als acht Elektronen tragen. Stickstoff mit vier Bindungen trägt eine positive Formalladung, wie im Ammonium-Ion, und kein aufgeweitetes Oktett.

Von der Lewis-Formel zur Molekülgeometrie

Steht die Formel, macht das VSEPR-Modell daraus eine dreidimensionale Gestalt. Elektronenbereiche stoßen sich ab und ordnen sich so weit auseinander wie möglich, und ein freies Elektronenpaar braucht mehr Platz als ein bindendes.

Zählen Sie die Elektronenbereiche am Zentralatom: jede Bindung zählt einmal, ob Einfach-, Doppel- oder Dreifachbindung, und jedes freie Elektronenpaar zählt einmal.
Zwei Bereiche ergeben linear mit 180°, drei trigonal-planar mit 120°, vier tetraedrisch mit 109,5°, fünf trigonal-bipyramidal, sechs oktaedrisch.
Die Molekülgeometrie ist das, was übrig bleibt, wenn man die freien Elektronenpaare unsichtbar macht. Vier Bereiche mit einem freien Paar sind trigonal-pyramidal wie bei NH3, mit zwei freien Paaren gewinkelt wie bei H2O.
Freie Elektronenpaare stauchen die übrigen Winkel: aus 109,5° im Methan werden etwa 107° im Ammoniak und etwa 104,5° im Wasser, denn jedes weitere freie Paar drückt stärker.
Das Werkzeug nennt Elektronengeometrie und Molekülgeometrie getrennt, weil ihre Verwechslung der häufigste VSEPR-Fehler ist.

Häufige Fragen

Ist dieses Werkzeug für Lewis-Formeln kostenlos?

Ja. Es läuft vollständig in Ihrem Browser, braucht kein Konto und exportiert PNG und SVG ohne Wasserzeichen. Nichts, was Sie eingeben, wird an einen Server gesendet.

Wie gebe ich ein Ion ein?

Schreiben Sie die Ladung nach einem Leerzeichen, etwa SO4 2- oder NO3 -. Ein einzelnes Plus oder Minus ohne Leerzeichen bedeutet eine einfache Ladung, NH4+ und OH- funktionieren also beide. SO42- ohne Leerzeichen ist mehrdeutig, weil die 2 ein Index sein könnte, und wird deshalb als Formel und nicht als Ladung gelesen.

Wie wird das Zentralatom gewählt?

Es ist das am wenigsten elektronegative Atom, das nicht Wasserstoff ist. Wasserstoff bildet nur eine Bindung und steht immer außen. Für die meisten Formeln trifft das die übliche Wahl: Kohlenstoff in CO2, Schwefel in SO4 2-, Stickstoff in NH3.

Warum hat BF3 keine Doppelbindung?

Weil ein volles Oktett am Bor mehr kostet, als es bringt. Eine B=F-Bindung lässt den Fluor mit einer Formalladung von +1 zurück, und Fluor ist das elektronegativste Element; diese Formel ist also schlechter als ein Bor mit sechs Elektronen. Das Werkzeug wendet diesen Formalladungstest an, statt das Oktett blind zu erzwingen.

Welche Elemente werden unterstützt?

Hauptgruppenelemente bis zur fünften Periode, also die, die in der allgemeinen Chemie vorkommen: H, Li bis Ne, Na bis Ar, K, Ca, Ga bis Kr sowie I und Xe. Übergangsmetalle gehören nicht dazu, weil eine einfache Lewis-Formel ihre Bindungen nicht gut beschreibt.

Werden Resonanzstrukturen gezeigt?

Nein. Gezeichnet wird eine gültige Formel. Teilchen wie Ozon, das Nitrat-Ion und das Carbonat-Ion haben mehrere gleichwertige Grenzstrukturen, und das reale Molekül ist ein Hybrid daraus. Wo das Werkzeug die Bindungen ungleich verteilt, wie bei SO2, ist die andere Grenzstruktur das Spiegelbild.

Was ist der Unterschied zwischen Elektronengeometrie und Molekülgeometrie?

Die Elektronengeometrie zählt jeden Bereich um das Zentralatom, Bindungen und freie Elektronenpaare gleichermaßen. Die Molekülgeometrie beschreibt nur die Lage der Atome und lässt die freien Paare weg. Wasser hat eine tetraedrische Elektronengeometrie, aber eine gewinkelte Molekülgeometrie, weil zwei seiner vier Bereiche freie Elektronenpaare sind.

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Zuletzt geprüft: 20. September 2026. Quellen: OpenStax Chemistry 2e: Lewis Symbols and Structures; OpenStax Chemistry 2e: Molecular Structure and Polarity (VSEPR).