Oft wird im Chemieanfangsunterricht die Frage gestellt, warum überhaupt Elemente (wie beispielsweise Sauerstoff) zu chemischen Verbindungen reagieren. So reagieren beispielsweise Edelgase so gut wie nie und bilden (neue) chemische Verbindungen. Die Antwort darauf lautet: “Alle Elemente wollen die sogenannte Edelgaskonfiguration erreichen, da dieser Zustand energetisch stabil ist” (Hinweis: Die Frage, warum Elemente zu chemischen Verbindung reagieren sollte nicht mit der Frage vermischt werden, warum chemische Verbindungen miteinander reagieren),
Die Edelgaskonfiguration
Wie eingangs beschrieben entwickelte sich die sogenannte Edelgaskonfiguration, als man entdeckte, dass Edelgase so gut wie nie chemische Reaktionen eingehen. Alle Edelgase (bis auf Helium) haben 8 Valenzelektronen auf der äußersten Schale in der Atomhülle. Da Edelgase sehr stabil sind gilt, dass 8 Valenzelektronen ein optimaler Zustand ist, den viele Atome erreichen wollen. Dieser Zustand wird auch als Edelgaskonfiguration bezeichnet. Allgemein beschreibt die Edelgaskonfiguration die Zahl der Valenzelektronen eines Atoms, die der Elektronenkonfiguration des Edelgases in der gleichen Periode des Periodensystems entspricht.
Das Erreichen der Edelgaskonfiguration, also einen energetisch günstigen Zustand zu erreichen, ist einer der Hauptgründe dafür, dass Atome chemische Reaktionen eingehen und (neue) Bindungen ausbilden. Diese Edelgaskonfiguration weisen nur Edelgase (im elementaren Zustand) auf, weshalb Edelgase kaum Reaktionen eingehen und daher auch im elementaren Zustand als “einatomige” Elemente vorliegen.
Wie bereits angedeutet, kann die Edelgaskonfiguration auch jedes andere Element erreichen, in dem es chemische Verbindungen ausbilden. So kann das Element mit Hilfe der anderen Bindungspartner die Edelgaskonfiguration eingehen, indem das Element Elektronen aufnimmt oder abgibt (Bildung von Ionen) bzw. mit einem Bindungspartner gemeinsame Elektronenpaare teilt (Bildung von Molekülen)
Die Oktettregel
Nachdem festgestellt wurde, dass die meisten Edelgase acht Valenzelektronen aufweisen hat man die sogenannte “Oktettregel” aufgestellt. Diese (Faust)regel, dass Atome einen Zustand anstreben, bei der die äußeren Schale genau acht Valenzelektronen aufweist. Die Oktettregel ist aber nur ein Spezialfall der Regel über Edelgaskonfiguration. Im Grunde beschränkt sich die Regel lediglich die Elemente der 2. Periode. Die erste Ausnahme bildet beispielsweise die 1. Periode, so hat Helium nur zwei Elektronen in der Außenschale (daher gilt für Wasserstoff und Helium auch die Duplettregel). Die nächste Ausnahme ist Lithium, dass als positiv geladenes Ion auch nur zwei Valenzelektronen aufweist.
Im Rahmen der Allgemeinen Chemie und besonders in der Organischen Chemie kann die Oktettregel angewandt werden. In der Organischen Chemie kann die Oktettregel sogar als Gesetzmäßigkeit angenommen werden. Die Oktettregel ist beispielsweise auch als Indiz zu sehen, warum Radikale (wie beispielsweise das Chlorradikal mit 7 Valenzelektronen) nicht stabil sind. Daher entspricht in diesen Teilgebieten der Chemie die Regel zur Edelgaskonfiguration auch gleich der Oktettregel.
Die Oktettregel dient im Rahmen der Allgemeinen Chemie und Organischen Chemie abzuschätzen, ob eine Verbindung stabil ist. Für den fortgeschrittenen Chemieunterricht (Anorganische Chemie) sollte aber hier schon darauf verwiesen werden, dass die Oktettregel nicht für die erste Periode gilt. Ab der dritten Periode gilt die Oktettregel nicht mehr generell und ab der vierten Periode ist die Zahl der Ausnahmen genauso groß wie die Zahl Verbindungen nach der Oktettregel.
Die Oktettregel kann auch sehr hilfreich sein, bei der Vorhersage zur Bildung von (komplexen) Ionen (also Ionen, die aus zwei oder mehreren Atomsorten aufgebaut sind). So lässt sich beispielsweise zeigen, warum die Verbindung OH (Hydroxyd-Radikal) nicht stabil ist.
Die Oktettregel besagt, dass Atome tendenziell Verbindungen eingehen, um acht Elektronen in ihrer äußersten Schale zu erreichen, ähnlich wie die Edelgasstruktur.
Wasserstoff und Helium sind Ausnahmen zur Oktettregel, da sie nur zwei Elektronen in ihrer Schale haben können.
Atome streben eine Edelgaskonfiguration an, weil sie dadurch energetisch am stabilsten sind.
Kohlenstoff erfüllt die Oktettregel durch Koordination von vier zusätzlichen Elektronen, um acht Elektronen in seiner äußersten Schale zu haben.
Bei der kovalenten Bindung teilen sich Atome Elektronen, um die Oktettregel zu erfüllen.
Schwefelhexafluorid verstößt gegen die Oktettregel, da Schwefel in dieser Verbindung zwölf Elektronen um seinen Kern hat.
Erweiterte Oktette treten auf, wenn ein Atom mehr als acht Elektronen um seinen Kern hat, dies ist typischerweise bei Elementen der dritten Periode oder höher der Fall.
Die Oktettregel ist ein zentrales Konzept in der Lewis-Theorie, welche die Bildung von chemischen Bindungen mithilfe des Teilens von Elektronenpaaren erklärt.
Die Oktettregel ist mit der Stabilität eines Atoms verbunden, da Atome mit einer vollen Außenschale (acht Elektronen) energetisch stabil sind.
Nicht immer können alle Atome die Oktettregel erfüllen. Elemente der ersten beiden Perioden können nur eine begrenzte Anzahl von Elektronen aufnehmen, während einige Übergangsmetalle grundsätzlich die Oktettregel ignorieren.