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Oktettregel 11:56 min

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Transkript Oktettregel

Guten Tag und herzlich willkommen!

In diesem Video geht es um die Oktettregel. Als Vorkenntnisse solltet ihr grundlegendes Wissen über Atom, Atomaufbau, Elektronen und Valenzelektronen mitbringen. Ziel des Videos ist es, euch Anwendungsbereich und Grenzen der Oktettregel nahe zu bringen. Das Video habe ich in 9 Abschnitte unterteilt: 1. Situation 2. Erklärung 3. Verschiedene Bindungstypen 4. Verletzung der Regel durch zusätzliche Elektronen 5. Verletzung der Regel durch Fehlen von Elektronen 6. Falsche Verwendung 7. Echte Grenzen 8. Anwendungsbereich 9. Zusammenfassung   1. Situation Nehmen wir z. B. das Methanmolekül und die Bindungselektronen des Kohlenstoffatoms. Oder wir betrachten dieses Molekül und die Elektronen, die zum Stickstoffatom gehören. Das hier ist das Ammoniakmolekül. Ein weiteres Beispiel ist dieses Molekül und die Elektronen, die zum Sauerstoffatom gehören. Es handelt sich hier um das Wassermolekül. Als letztes Beispiel betrachten wir ein Molekül, das aus den Atomen Wasserstoff und Fluor besteht. Die rot gekennzeichneten Striche sind die Elektronenpaare, die zum Fluoratom gehören. Es handelt sich um ein Molekül der Verbindung Fluorwasserstoff. Wir beobachten: Die Atome der chemischen Elemente Kohlenstoff, Stickstoff, Sauerstoff und Fluor streben in einer chemischen Bindung nach jeweils 8 Außenelektronen. Verallgemeinerung: Atome streben 8 Außenelektronen, man sagt auch Valenzelektronen oder eine Achterschale, an. Man spricht dann auch von einem Elektronenoktett. Diese immer wiederkehrende Beobachtung wird zur Regel erhoben. Man bezeichnet sie als Oktettregel.   2. Erklärung Die Erklärung offenbart sich, wenn man die Anzahl der Außenelektronen nimmt, in den Elementen Kohlenstoff, Stickstoff, Sauerstoff und Fluor betrachtet. Schauen wir uns die Anzahl der Valenzelektronen einmal an. Sie betragen entsprechend 4, 5, 6 und 7. Durch das Eingehen chemischer Bindungen werden entsprechend 4, 3, 2 und 1 Elektron aufgenommen. Man erhält jeweils Elektronenkonfigurationen, die der Elektronenkonfiguration des Edelgases Neon identisch sind. Man spricht daher auch von Edelgaskonfiguration.   3. Verschiedene Bindungstypen Ich möchte hier kurz mitteilen, wie bei den verschiedenen Bindungstypen die Oktettregel angewendet werden kann. Wir betrachten hierbei die kovalente Bindung, die Ionenbindung und die Metallbindung hinsichtlich der Anwendbarkeit der Oktettregel. Bei kovalenten Bindungen kann die Oktettregel sehr breit angewendet werden, wie wir am Beispiel des Wassermoleküls gesehen haben. Ist das auch bei der Ionenbindung möglich? Wie sieht es z. B. aus bei Natriumchlorid? Das Chloridion erreicht eine Argonstruktur, eine Edelgaskonfiguration. Es besitzt 8 Außenelektronen. Aber Natrium hat doch schon alle Elektronen verloren? Nein, es besitzt Neonstruktur. Das heißt, die darunter liegende Schale hat auch 8 Außenelektronen. Auch für die Ionenbindung ist die Oktettregel anwendbar. Wie sieht es bei der Metallbindung aus? Wir haben positiv geladene Ionenrümpfe, zwischen denen sich frei bewegliche Elektronen herumtummeln. Die Oktettregel ist hier nicht anwendbar.   4. Kommen wir nun zur Verletzung der Oktettregel für den Fall, dass in einer Verbindung mehr als 8 Elektronen von einem Atom genutzt werden. Ein Beispiel dafür ist das Schwefelsäuremolekül. Das Schwefelatom nutzt im Ganzen 10 Außenelektronen. Durch die Wahl einer geeigneten Grenzstruktur kann man erreichen, dass es zu einer Ladungsseparierung kommt. Es befindet sich dann jeweils eine negative Ladung an 2 der beiden Sauerstoffatome. Eine doppelte positive Ladung sitzt dann am Schwefelatom. Im Ergebnis besitzt das Schwefelatom im Ganzen 8 Valenzelektronen, was wir angestrebt haben. Wie man sieht, wird im Schwefelsäuremolekül die Oktettregel verletzt, aber durch einen kleinen Trick stimmt es dann wieder. Nehmen wir das Molekül des Phosphorpentafluorids. Das Phosphoratom verfügt im Ganzen über 10 Valenzelektronen. Auch hier wollen wir wieder tricksen, mit einer geeigneten Grenzstruktur. Wir schaffen uns ein negativ geladenes Ion, ein Fluoridion, oben, F-. Die anderen Bindungsverhältnisse bleiben erhalten. Natürlich erhält nun das Phosphoratom eine positive Ladung, wird zum Ion. Im Ganzen verfügen wir über 5 Fluoratome, also über 5 Möglichkeiten, derartige Strukturen aufzuschreiben. Von ursprünglich 10 Valenzelektronen des Phosphoratoms blieben im Ganzen 8 zurück. Das heißt, die Oktettregel konnte durch diesen Trick erfüllt werden.   Betrachten wir nun die Verletzung der Oktettregel bei Elektronenmangel. Bei dieser Borwasserstoffverbindung tritt Elektronenmangel auf. Das Boratom verfügt nur über 6 Valenzelektronen. Die Verbindung heißt Boran. Um den Elektronenmangel auszugleichen, reagieren 2 Bormoleküle miteinander. Aus 2 Molekülen Boran bildet sich ein Molekül Diboran. Die beiden Boratome verfügen formal jetzt über 8 Außenelektronen. Die 8 habe ich in eine Klammer gesetzt, weil die Elektronen der Wasserstoffatome in der Mitte eigentlich gar nicht zwischen den beiden Boratomen hin und her flanieren können. Das haben wir noch nicht gelernt. Das wollen und können wir auch gar nicht verstehen.  Es ist, wie es ist. Es handelt sich um eine Elektronenmangelverbindung.   6. Falsche Verwendung der Oktettregel Ein Lithiumion kann beispielsweise ein Elektron abgeben. Diesen Vorgang bezeichnet man als Ionisierung. Im Ergebnis erhält man ein positiv geladenes Lithiumion. Dieses Lithiumion hat die Elektronenkonfiguration des Edelgases Helium. Beide Teilchen verfügen über 2 Außenelektronen. Die Oktettregel wird hier verletzt. Man kann allerdings sagen, dass die Oktettregel ein Spezialfall für die Regel der Edelgaskonfiguration ist, so zusagen die Edelgaskonfigurationsregel die Oktettregel einschließt. Wir werden in Zukunft diese Verbindung kennenlernen. Das ist ein Benzolmolekül. Es hat 6 frei bewegliche Elektronen, hier mit roter Farbe gekennzeichnet. Wir erhalten ein Elektronensextett. Nicht schön, denn es erfüllt nicht die Oktettregel. Aber kann man eigentlich die Oktettregel auf dieses Elektronensextett verwenden? Schauen wir einmal, wobei es sich bei dem Benzolmolekül eigentlich handelt. Ich zeichne jetzt einmal die ausführliche Strukturformel auf. Die Oktettregel gilt eigentlich nur für den Bereich, den ich hier rot gekennzeichnet habe, natürlich an jedem Kohlenstoffatom. Und dort besitzt unser Kohlenstoffatom, unten, genau 8 Außenelektronen. Das heißt, die Oktettregel wird erfüllt, man muss sie nur richtig anwenden. Wir stellen fest: Die Oktettregel ist anwendbar auf Atome, nicht jedoch auf Moleküle oder molekulare Systeme.   Kommen wir nun zu Punkt 7, zu den echten Grenzen der Oktettregel. Dieses Molekül stellt den Singulett-Sauerstoff dar. Alles in Butter glaubt ihr? Nun, weit gefehlt. Darunter zeichne ich eine alternative Variante des Sauerstoffmoleküls. Die sieht nun gar nicht vertraut aus. Außerdem glauben wir, dass sie energetisch viel, viel, über der oberen liegt. Unten, das ist Triplett-Sauerstoff. An jedem Sauerstoffatom befinden sich nur 7 Außenelektronen und nichtsdestotrotz ist Triplett-Sauerstoff energetisch stabiler als Singulett-Sauerstoff, und zwar um einen erheblichen Betrag. Die Oktettregel hat hier vollständig versagt und da helfen auch keine Tricks mehr. Das Gleiche gilt für diese Verbindung. Das Stickstoffatom verfügt über 7 Außenelektronen. Die Verbindung heißt Monostickstoffmonoxid.   8. Anwendungsbereich Soll man die Oktettregel trotz der genannten Mängel denn eigentlich noch anwenden? Ich denke ja, in der organischen Chemie auf alle Fälle. Ich glaube, dass in über 95 Prozent der Fälle die Oktettregel dort voll und ganz berechtigt ist. In der anorganischen Chemie sieht es nicht so günstig aus. Ich denke aber, dass in der Mehrzahl der Fälle auch hier die Oktettregel verwendet werden kann.   9. Zusammenfassung Im Video haben wir die Einsatzweite und die Grenzen der Oktettregel besprochen. Für Moleküle, wie Methan, Ammoniak, Wasser und Fluorwasserstoff ist die Oktettregel gut anwendbar. Alle nicht Wasserstoffatome besitzen hier 8 Valenzelektronen. Wir haben gezeigt, dass das Konzept der Oktettregel eingeschlossen wird, vom Konzept der Edelgaskonfiguration. Die Oktettregel wird auf 2 Arten verletzt. Einmal können zu viele Elektronen an einem Atom vorhanden sein, wie im Fall des Phosohorpentafluorids. In solchen Fällen behilft man sich mit Tricks, wie mesomeren Grenzstrukturen. Wenn zu wenig Elektronen vorhanden sind, wie beim Boran, kann ich ein Dimer bilden. Dann erhält man 8 Elektronen. Die Struktur dieses Moleküls ist uns aber bisher nicht vertraut und wir sollten ihr gegenüber skeptisch mit der Erklärung sein. Auf alle Fälle ist es falsch, die Oktettregel für die Erklärung der Stabilität des Lithiumions, oder für die Erklärung des Elektronensextetts im Benzol, heranzuziehen. Die Oktettregel ist gedacht für Atome und nur für Atome, nicht jedoch für Moleküle oder molekulare Systeme. An echte Grenzen stößt man, wenn man die Oktettregel für die Erklärung des Triplettzustands beim Sauerstoffmolekül heranziehen möchte. Auch bei der Erklärung der Bindungsverhältnisse im Monostickstoffmonoxid erleidet man Schiffbruch. Trotz der genannten Nachteile halte ich in mehr als 95 Prozent der Fälle der organischen Chemie und in mehr als 50 Prozent der Fälle der anorganischen Chemie die Oktettregel für ein nützliches Hilfsmittel in der Strukturchemie. Ich danke für die Aufmerksamkeit, alles Gute, auf Wiedersehen.

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10 Kommentare
  1. 001

    Schön.

    Von André Otto, vor fast 2 Jahren
  2. Default

    Vielen vielen Dank! Hat mir extrem weitergeholfen! :) TOP erklärt!!

    Von Tarikgrad, vor fast 2 Jahren
  3. 001

    "Ich verstehe nicht warum (bei der Ionenbindung) immer davon ausgegangen wird, dass die Metallelemente als Ionen vorliegen? Ich dachte dass Atome allgemein neutral sind & erst durch Ionisierung durch Strahlung Elektronen abgeben. Kannst du mir das mal Erklären?"
    Erst einmal wird nicht davon ausgegangen. Es handelt sich um eine (experimentelle) Tatsache, die wir möglichst einfach und anschaulich erklären möchten.
    Da Metalle frei bewegliche Elektronen im Leitungsband enthalten. ist es einleuchtend, dass sie diese leichter als andere Elektronen abgeben können. Gold tut dies nur sehr schwer und Natrium unter schützendem Benzin auch nicht.
    Strahlt man auf ein Metall ein, so können Elektronen aus der Oberfläche herausgelöst werden (Fotoelektrischer Effekt - Einstein).
    Egal wie unedel ein Metall jedoch ist, ohne spezielle Energiezufuhr fliegen die Elektronen nicht einfach hinaus. Ein Teil dieser Energie wird durch die Aufnahme eines Elektrons durch ein Nichtmetall (z. B. Fluor bewerkstelligt. Also:
    Na -----> Na+ + e- und
    F + e- -----> F-
    _______________________________________________________
    zusammen:
    Na + F + e- --------> Na+ + e- + F- oder
    Na + F --------> Na+ + F-
    Die Ionen ziehen sich an (Coulombsches Gesetz). Durch die Annägerung bis auf Bindungslänge wird noch einmal Energie gewonnen:
    Na+ + F- ------> NaF
    Nun besteht das Salz aber nicht aus Molekülen NaF. Beide Atome, sowohl Na als auch F tragen Ladungen, die es ihnen ermöglichen, ein Ionengitter aufzubauen.
    Das ist ein weiterer Energiegewinn.
    Letztlich bedeutet das, dass das Metall Natrium mit dem Nichtmetall Fluor zum Salz Natriumfluorid reagiert.
    Die einzelnen Schritte werden (es kommt da noch etwas hinzu) im Haber - Born - Kreisprozess beschrieben. Die Energiebilanz desselben zeigt, dass der Gesamtprozess unter Wärmeentwicklung abläuft, also günstig ist.
    "Also ich erkenne dass die Edelgase durch Elektronenabgabe/aufnahme angestrebt werden."
    Die ATOME streben EDELGASKONFIGURATIONEN an. Metalle durch Elektronenabgabe, Nichtmetalle durch Elektronenaufnahme. "Aber warum nur bei Metallen?"
    Stimmt nicht, wird in meinen Videos erklärt.
    "Und geschieht das Spontan?"
    Natürlich nicht. Der Gesamtprozess muss energetisch günstig sein.
    Analogie: Ein Unternehmen hat Selbstkosten von 500 000 Euro. Der Umsatz beträgt 900 000 Euro.
    Gewinn: 400 000 Euro.
    Genau so ist es bei chemischen Reaktionen: Die Energie muss abnehmen. In diesem Sinne bezeichnet man sie dann auch als SPONTAN. Nimmt die Gesamtenergie aber zu, so ist die Reaktion NICHT SPONTAN. Es muss von außen Energie hinzugeführt werden.
    Alles Gute

    Von André Otto, vor fast 2 Jahren
  4. 001

    okay versuche mal zu antworten:
    "1. Atome bilden Ionen weil sie die nächstmögliche E-Konfig. anstreben. "
    Nein. Es müsste heißen: ... nächstmögliche STABILE E-Konfig. ...
    "2. Die Ionen bilden sich erst dann, wenn 2 Atome sich so gefunden haben, dass sich ihre Konfigurationen "ergänzen" (Kationen + Anionen)."
    Kann man CHEMISCH so sagen. Jedoch: Ionen können sich natürlich auch anders bilden (radioaktive Strahlung).
    "3. Ionen bilden sich um Bindungen eingehen zu können"
    Nein. Diese Kausalität ist nicht gegeben.
    Richtig: Kationen und Anionen bilden durch Ionenbildung Ionengitter.
    Diese Aussage REICHT und MUSS reichen.

    Von André Otto, vor fast 2 Jahren
  5. Default

    okay habe mir gerade dein Video zu Ionen angeguckt & stelle mal ein paar Behauptungen um herauszufinden ob ich es verstanden habe:
    1. Atome bilden Ionen weil sie die nächstmögliche E-Konfig. anstreben.
    2. Die Ionen bilden sich erst dann, wenn 2 Atome sich so gefunden haben, dass sich ihre Konfigurationen "ergänzen" (Kationen + Anionen).
    3. Ionen bilden sich um Bindungen eingehen zu können

    Von Tarikgrad, vor fast 2 Jahren
  1. Default

    Ich verstehe nicht warum (bei der Ionenbindung) immer davon ausgegangen wird, dass die Metallelemente als Ionen vorliegen? Ich dachte dass Atome allgemein neutral sind & erst durch Ionisierung durch Strahlung Elektronen abgeben. Kannst du mir das mal Erklären?
    Also ich erkenne dass die Edelgase durch Elektronenabgabe/aufnahme angestrebt werden. Aber warum nur bei Metallen? Und geschieht das Spontan? Bin da etwas verwirrt

    Von Tarikgrad, vor fast 2 Jahren
  2. 001

    Der Pfeil steht zwischen mesomeren Grenzstrukturen. Die Realstruktur ist so was wie ein Hybrid zwischen ihnen.
    Alles Gute

    Von André Otto, vor etwa 4 Jahren
  3. Default

    Was bedeutet dieser Pfeil bei 4:42 ?

    Von Raphael Niederauer, vor etwa 4 Jahren
  4. 001

    Ws müssen tatsächlich 12 an der Zahl sein. Danke für den Hinweis.

    Mit besten Wünschen

    André

    Von André Otto, vor etwa 5 Jahren
  5. Default

    Ich zähle bei 4:35 12 Außenelektronen. Bin ich blöd?

    Von Wsf1112, vor etwa 5 Jahren
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