• Was ist die Oktettregel?
• Beispiele für die Oktettregel
• Ausnahmen von der Oktettregel
• Oktettregel und Lewis-Struktur

Wir erklären, was die Oktettregel in der Chemie ist, wer ihr Schöpfer war, Beispiele und Ausnahmen. Auch die Lewis-Struktur.

Moleküle sind stabil, wenn jedes Atom auf seinem letzten Energieniveau 8 Elektronen hat.

Was ist die Oktettregel?

In Chemie, ist als Oktettregel oder Oktetttheorie bekannt, um die Art und Weise zu erklären, wie die Atome der chemische Elemente es kombiniert.

Diese Theorie wurde 1917 vom amerikanischen Chemiephysiker Gilbert N. Lewis (1875-1946) aufgestellt und erklärt, dass die Atome der verschiedenen Elemente behalten normalerweise immer eine stabile elektronische Konfiguration bei, indem acht Elektronen in deinem letzten Energielevel.

Die Oktettregel besagt, dass die Ionen der verschiedenen chemischen Elemente des Periodensystems normalerweise ihre letzten Energieniveaus mit 8 Elektronen vervollständigen. Deswegen, Moleküle kann eine ähnliche Stabilität erlangen wie Edelgase (befindet sich ganz rechts im Periodensystem), deren elektronische Struktur (mit ihrem letzten vollen Energieniveau) sie sehr stabil, also wenig reaktiv macht.

So neigen Elemente mit hoher Elektronegativität (wie Halogene und Amphogene, also Elemente aus der Gruppe 16 der Tabelle) dazu, Elektronen bis ins Oktett „zugewinnen“, während solche mit niedriger Elektronegativität (wie Alkali- oder Erdalkali) dazu neigen, Elektronen "verlieren", um das Oktett zu erreichen.

Diese Regel erklärt eine der Arten, wie Atome ihre Bindungen eingehen, und das Verhalten und die chemischen Eigenschaften der resultierenden Moleküle hängen von ihrer Natur ab. Somit ist die Oktettregel ein praktisches Prinzip, das dazu dient, das Verhalten von vielen vorherzusagen Substanzen, obwohl es auch verschiedene Ausnahmen enthält.

Beispiele für die Oktettregel

Im Wasser vervollständigt Sauerstoff seine letzte Energiestufe mit 8 Elektronen und Wasserstoff mit 2.

Betrachten Sie ein CO2-Molekül, dessen Atome Wertigkeiten aus 4 (Kohlenstoff) und 2 (Sauerstoff), verbunden durch chemische Verbindungen doppelt. (Es ist wichtig zu klären, dass Valenz die Elektronen sind, die ein chemisches Element aufgeben oder akzeptieren muss, um sein letztes Energieniveau zu erreichen, um vollständig zu sein. Chemische Valenz sollte nicht mit Valenzelektronen verwechselt werden, da letztere die Elektronen sind, die sich befinden in der letzten Energiestufe).

Dieses Molekül ist stabil, wenn jedes Atom auf seinem letzten Energieniveau insgesamt 8 Elektronen hat und das stabile Oktett erreicht, das mit dem 2-Elektronen-Kompartiment zwischen Kohlenstoff- und Sauerstoffatomen erfüllt ist:

• Kohlenstoff teilt mit jedem Sauerstoff zwei Elektronen, wodurch die Elektronen auf dem letzten Energieniveau jedes Sauerstoffs von 6 auf 8 erhöht werden.
• Gleichzeitig teilt jeder Sauerstoff zwei Elektronen mit Kohlenstoff, wodurch die Elektronen im letzten Energieniveau von Kohlenstoff von 4 auf 8 erhöht werden.

Eine andere Betrachtungsweise wäre, dass die Summe der übertragenen und aufgenommenen Elektronen immer acht betragen muss.

Dies ist bei anderen stabilen Molekülen wie Natriumchlorid (NaCl) der Fall.Natrium trägt sein einzelnes Elektron (Wertigkeit 1) zu Chlor (Wertigkeit 7) bei, um das Oktett zu vervollständigen. Somit hätten wir Na1 + Cl1- (das heißt, Natrium gab ein Elektron ab und erhielt eine positive Ladung, und Chlor nahm ein Elektron an und damit eine negative Ladung).

Ausnahmen von der Oktettregel

Die Oktettregel hat mehrere Ausnahmen, dh Verbindungen, die Stabilität erreichen, ohne vom Elektronenoktett regiert zu werden. Atome wie Phosphor (P), Schwefel (S), Selen (Se), Silizium (Si) oder Helium (He) können mehr Elektronen aufnehmen, als Lewis vermutet (Hypervalenz).

Im Gegensatz dazu kann Wasserstoff (H), der ein einzelnes Elektron in einem einzelnen Atomorbital (dem Raumbereich, in dem ein Elektron am wahrscheinlichsten um den Atomkern herum zu finden ist) hat, bis zu zwei Elektronen in einer chemischen Bindung aufnehmen. Weitere Ausnahmen sind Beryllium (Be), das mit nur vier Elektronen stabil wird, oder Bor (B), das mit sechs Elektronen stabil wird.

Oktettregel und Lewis-Struktur

Die Lewis-Struktur ermöglicht die Visualisierung von freien und geteilten Elektronen.

Ein weiterer großer Beitrag von Lewis zur Chemie war seine berühmte Darstellungsweise von Atombindungen, die heute als „Lewis-Struktur“ oder „Lewis-Formel“ bekannt ist.

Es besteht darin, Punkte oder Striche zu platzieren, um die geteilten Elektronen in einem Molekül und die Elektronen, die an jedem Atom frei sind, darzustellen.

Diese Art der zweidimensionalen grafischen Darstellung ermöglicht es, die Wertigkeit eines Atoms zu kennen, das mit anderen in a . interagiert Verbindung und ob es Einfach-, Doppel- oder Dreifachbindungen bildet, die alle die Molekülgeometrie beeinflussen.

Um ein Molekül auf diese Weise darzustellen, müssen wir ein Zentralatom wählen, das von den anderen (sogenannten Terminals) umgeben ist und Bindungen herstellt, bis die Valenzen aller Beteiligten erreicht sind. Erstere sind normalerweise am wenigsten elektronegativ und letztere am meisten elektronegativ.

Zum Beispiel die Darstellung von Wasser (H2O) zeigt die freien Elektronen, die das Sauerstoffatom besitzt, außerdem können Sie die einfachen Bindungen zwischen dem Sauerstoffatom und den Wasserstoffatomen visualisieren (die Elektronen, die zum Sauerstoffatom gehören, sind in Rot dargestellt und die der Atome Wasserstoff in Schwarz ). Das Acetylen-Molekül (C2H2) ist auch dargestellt, wo Sie die Dreifachbindung zwischen den beiden Kohlenstoffatomen und die Einfachbindungen zwischen jedem Kohlenstoffatom und einem Wasserstoffatom visualisieren können (die Elektronen, die zu den Kohlenstoffatomen gehören, sind rot dargestellt und die von Wasserstoffatome in Schwarz).