Oktettregel
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Die Oktettregel oder Acht-Elektronen-Regel besagt, dass viele Atome Moleküle oder Ionen bilden, bei denen die Zahl der äußeren Elektronen acht beträgt d.h., dass die Elemente versuchen ihre Edelgasschale voll zu bekommen. Die Oktettregel gilt für viele Elemente und chemische Verbindungen. Die Oktettregel ist ein Spezialfall der umfassenderen Edelgasregel.
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[Bearbeiten] Atome, die der Oktettregel zumeist gehorchen
Die Oktettregel gilt streng nur für die Hauptgruppenelemente ohne Wasserstoff und Helium. Dazu gehören die Elemente Kohlenstoff, Stickstoff, Sauerstoff, Fluor, Natrium, Magnesium und Aluminium. Diese Elemente erreichen in den meisten ihrer Verbindungen die Elektronenkonfiguration des Edelgases Neon. Die Atome Kohlenstoff, Stickstoff und Fluor besitzen auch in elementarem Zustand - als Diamant, Graphit oder Fulleren, als Distickstoff- N2, Trisauerstoff- (Ozon) und Difluormolekül F2 - die Neon-Elektronenkonfiguration mit acht Valenzelektronen.
[Bearbeiten] Ausnahmen von der Oktettregel
Die Oktettregel gilt für die meisten stabilen Verbindungen der oben genannten Elemente, es gibt aber auch hier Ausnahmen. Deutlich mehr Ausnahmen gibt es für Elemente der höheren Perioden. Elemente wie Zinn und Blei bilden beispielsweise (auch) Kationen in der zweiwertigen Oxidationsstufe mit einem einsamen Elektronenpaar (inert-pair-Effekt).
Allerdings gibt es viele Moleküle, bei denen nur formal das Elektronen-Oktett überschritten wird. Typische Beispiele hierfür sind Phosphorpentafluorid (PF5), Schwefelhexafluorid (SF6) oder Iodheptafluorid (IF7). Bislang hat man für die über das Oktett hinausgehenden Bindungselektronen häufig energetisch höherliegende unbesetzte d-Orbitale bemüht.
Detailliertere quantenmechanische Betrachtungen zeigen jedoch, dass die d-Orbitale wegen der enormen Energiedifferenz zu den s- und p-Valenzorbitalen keine wesentliche Rolle spielen sollten. Alternative Beschreibungen dieser Moleküle nutzen Mehrzentrenbindungen oder partiell ionische Formulierungen (z. B. PF4+F-, SF42+(F-)2, IF43+(F-)3).
Moleküle, für die sich Oktettregel-konforme Lewis-Formeln aufstellen lassen, bei denen aber trotzdem häufig Formeln mit mehr als 4 Bindungsstrichen benutzt werden, sollten nicht als Ausnahmen gewertet werden. Als typische Beispiele seien hier Schwefelsäure oder Schwefeldioxid genannt.
Wasserstoff und die leichten Kationen Li+, Be2+ und B3+ erfüllen die Oktettregel nicht, da sie zu wenige Elektronen besitzen und die zugehörige Edelgaskonfiguration (Helium), die in Verbindungen erreicht wird, nur zwei Elektronen besitzt. Dies ist aber eher eine formale Einordnung, die Edelgasregel erfüllen sie aber.
[Bearbeiten] Ausnahmen der Oktettregel für Stickstoff und Sauerstoff
Ausnahmen sind beispielsweise die Stickoxide Stickstoffmonoxid NO, auch Stickoxid genannt, und das Stickstoffdioxid NO2. Die Moleküle dieser Verbindungen sind beständige Radikale, haben also eine ungerade Elektronenzahl, was mit der Oktettregel prinzipiell unverträglich ist.
Eine weitere Ausnahme von der Oktettregel ist das Disauerstoffmolekül O2: Messungen zeigen, dass es zwei ungepaarte Elektronen enthält. Die Edelgaskonfiguration erfordert aber gepaarte Elektronen. Das Disauerstoffmolekül kann bei der Reaktion von Kalium, Rubidium und Cäsium mit Luft in das Hyperoxid-Ion O2- übergehen; es entstehen die Hyperoxide KO2, RbO2 und CsO2. Das Hyperoxid-Ion hat eine ungerade Elektronenzahl und damit ebenfalls kein Oktett.
[Bearbeiten] Keine Gültigkeit für instabile Zwischenstufen
Die Regel gilt vor allem für isolierbare Verbindungen. Bei vielen Reaktionen treten instabile, aber nachweisbare Zwischenprodukte auf, die der Oktettregel nicht gehorchen, z. B. Radikale wie das Chlorradikal oder Carbokationen, bei denen der Kohlenstoff nur sechs Elektronen hat, beispielsweise bei der Umsetzung von Butylchlorid.
Bei Übergangsmetallverbindungen findet man eine analoge Regel: die 18-Elektronen-Regel. Diese ist aber - wenn überhaupt - nur hinlänglich gut erfüllt für Komplexe mit vorwiegend kovalent gebundenen Liganden, aber selbst hier gibt es unzählige Ausnahmen.
