Oktettregel

Die Oktettregel in der Chemie

Warum kommen Sauerstoff $\left( \ce{O2} \right)$ oder Stickstoff $ \left( \ce{N2} \right)$ molekular vor? Warum reagieren Atome miteinander und bilden Moleküle wie beispielsweise Methan $\left( \ce{CH4} \right)$, Ammoniak $\left( \ce{NH3} \right)$ oder Fluorwasserstoff $\left( \ce{HF} \right)$? Vergleichen wir die aufgezählten Moleküle, können wir beobachten, dass die Atome der chemischen Elemente Kohlenstoff $\left( \ce{C} \right)$, Stickstoff $\left( \ce{N} \right)$, Sauerstoff $\left( \ce{O} \right)$ und Fluor $\left( \ce{F} \right)$ in einer chemischen Bindung nach jeweils acht Valenzelektronen streben. Dieses Phänomen kann mit der Oktettregel erklärt werden. Was die Oktettregel ist und wie sie lautet, erfährst du in diesem Text.

Die Oktettregel – einfach erklärt

Die Oktettregel hat viele Namen: Acht-Elektronen-Regel, Edelgasregel oder auch Oktett-Theorie. Sie bezieht sich auf die Elektronenkonfiguration der Edelgase (Elemente der 8. Hauptgruppe), die eine Besonderheit darstellen: Alle Edelgase haben acht Elektronen in den Außenschalen ihrer Atome. Ein Ausnahme stellt Helium $\left( \ce{He} \right)$ dar, da dessen Atome nur Platz für zwei Elektronen haben. Eine mit acht Elektronen voll besetzte Außenschale, bzw. zwei bei $\left( \ce{He} \right)$, stellt einen besonders stabilen Zustand dar. Man spricht hier von der Edelgaskonfiguration. Auch alle anderen Elemente streben eine solche Edelgaskonfiguration an (also eine voll besetzte Außenschale) und gehen chemische Bindungen ein, um diese zu erreichen. Eine Definition der Oktettregel könnte demnach wie folgt lauten:

Da die Oktettregel streng genommen nur für Elemente gilt, die auch tatsächlich in der Lage sind, acht Elektronen aufzunehmen, stellt sie gewissermaßen einen Spezialfall der etwas allgemeiner formulierten Edelgasregel dar. Die Edelgasregel besagt, dass alle Atome die Elektronenkonfiguration des jeweils im Periodensystem am nächsten stehenden Edelgases anstreben. Diese Formulierung schließt beispielsweise Wasserstoff $\left( \ce{H} \right)$ mit ein, das ja nur zwei Elektronen in seiner (einzigen) Schale – und damit die Edelgaskonfiguration von Helium $\left( \ce{He} \right)$ – anstrebt.

Oktettregel – Beispiele

Es gibt zwei Bindungstypen in der Chemie, bei denen die Oktettregel breit angewendet werden kann: die kovalente Bindung und die Ionenbindung. Schauen wir uns dazu je ein Beispiel an.

Kovalente Bindungen

Wasser: $\ce{H}-\underline{\overline{\ce{O}}}-\ce{H}$ Das Sauerstoffatom hat in dieser Verbindung acht Valenzelektronen und damit die Elektronenkonfiguration des Neons. Jedes Wasserstoffatom hat in dieser Verbindung zwei Valenzelektronen und damit die Elektronenkonfiguration des Heliums.

Ionenbindungen

Natriumchlorid: $\ce{Na}^{+}~{|\underline{\overline{\ce{Cl}}}|}^{-}$ Das Chloridion erreicht die Elektronenkonfiguration des Argons und besitzt acht Valenzelektronen. Natrium hat ein Elektron abgegeben und besitzt nun die Elektronenkonfiguration des Neons. Das heißt, die darunterliegende (nun äußerste) Schale hat ebenfalls acht Valenzelektronen.

Dazu noch ein Beispiel: Das Benzol-Molekül besitzt sechs frei bewegliche Elektronen und würde somit als Ganzes gesehen die Oktettregel verletzen. Der Benzolring des Moleküls setzt sich jedoch aus sechs Kohlenstoffatomen zusammen. Betrachten wir nun die einzelnen Kohlenstoffatome, so erkennen wir, dass diese für sich genommen acht Valenzelektronen besitzen und somit die Oktettregel erfüllt ist.

Die freien Elektronen werden also auf die im Molekül gebundenen Kohlenstoffatome aufgeteilt.

Ausnahmen der Oktettregel

Wie heißt es immer so schön: „Ausnahmen bestätigen die Regel!“ Auch die Oktettregel hat ihre Grenzen und ist nicht uneingeschränkt anwendbar. Schauen wir uns verschiedene Ausnahmefälle an:

Verletzung der Oktettregel durch zusätzliche Elektronen

Ein Beispiel ist das Schwefelsäure-Molekül $\left( \ce{H2SO4} \right)$. Das Schwefelatom hat hier insgesamt 12 Valenzelektronen, es herrscht also ein Elektronenüberschuss. Durch das Bilden einer sogenannten mesomeren Grenzstruktur lässt sich die Oktettregel aber dennoch erfüllen. Solche Grenzstrukturen treten bei Verbindungen auf, in denen verschiedenen Bindungsverhältnisse innerhalb des Moleküls möglich sind. Das nennt man Mesomerie.

Durch die andere Zuteilung der Elektronenpaare im Schwefelsäure-Molekül befindet sich nun jeweils eine negative Ladung an zwei der beiden Sauerstoffatome $\left( \ce{O} \right)$. Eine zweifach positive Ladung sitzt am Schwefelatom $\left( \ce{S} \right)$. Es liegt nun eine sogenannte Ladungsseparierung vor, wobei das Molekül als Ganzes nach außen immer noch ungeladen ist, da die Ladungen sich ausgleichen. Im Ergebnis erlangt das Schwefelatom auf diese Weise die gewünschten acht Valenzelektronen.

Verletzung der Oktettregel durch das Fehlen von Elektronen

Es gibt auch den entgegengesetzten Fall: In der Verbindung Boran $\left( \ce{BH3} \right)$ tritt ein Elektronenmangel auf. Das Boratom $\left( \ce{B} \right)$ verfügt nur über sechs Valenzelektronen. Es ist daher sehr instabil. Um den Elektronenmangel auszugleichen, reagieren zwei Bor-Moleküle miteinander, es entsteht Diboran:

Die beiden Boratome verfügen nun formal über acht Valenzelektronen und erfüllen so die Oktettregel.

Echte Ausnahmen

Bisher konnten wir durch die Anwendung von Grenzstrukturen die Oktettregel trotz vermeintlicher Widersprüche dennoch erfüllen. Es gibt jedoch Moleküle, da helfen auch keine mesomeren Grenzstrukturen mehr. Bei manchen Verbindungen ist die Oktettregel schlicht nicht anwendbar, wie folgende Beispiel zeigen:

• Triplett-Sauerstoff: $\cdot\,\underline{\overline{\ce{O}}}-\underline{\overline{\ce{O}}}\,\cdot$ Diese Form des Sauerstoffs ist dir vielleicht nicht so geläufig, jedoch ist diese Variante des Sauerstoff-Moleküls tatsächlich energetisch günstiger als der bekannte Singulett-Sauerstoff $\left( \underline{\overline{\ce{O}}}=\underline{\overline{\ce{O}}} \right)$. Die Sauerstoffatome haben in der Form des Triplett-Sauerstoffs allerdings nur sieben Valenzelektronen.

• Stickstoffmonoxid: $\cdot\,\overline{\ce{N}}=\underline{\overline{\ce{O}}}$ Auch in diesem Molekül besitzt das Stickstoffatom nur sieben Valenzelektronen.

• Metallbindungen: In einer Metallbindung bewegen sich zwischen den positiv geladenen Metallionen (den Atomrümpfen) frei bewegliche Elektronen. Die Oktettregel ist hier nicht anwendbar.

Festige dein neues Wissen zur Oktettregel und löse die interaktiven Übungsaufgaben. Ein Arbeitsblatt steht dir auch zur Verfügung!

Häufig gestellte Fragen zum Thema Oktettregel